Nh3 es un tipo de enlace químico. ¿Cuáles son las propiedades y el nombre de la sustancia NH3? Conexión metálica

DEFINICIÓN

Amoníaco- nitruro de hidrógeno.

Fórmula – NH 3. Masa molar – 17 g/mol.

Propiedades físicas del amoníaco.

El amoníaco (NH 3) es un gas incoloro con un olor acre (olor a “amoníaco”), más ligero que el aire, muy soluble en agua (un volumen de agua disolverá hasta 700 volúmenes de amoníaco). La solución de amoníaco concentrada contiene 25% (en masa) de amoníaco y tiene una densidad de 0,91 g/cm 3 .

Los enlaces entre los átomos de la molécula de amoníaco son covalentes. Vista general de la molécula AB 3. Todos los orbitales de valencia del átomo de nitrógeno entran en hibridación, por lo que el tipo de hibridación de la molécula de amoníaco es sp 3. El amoníaco tiene una estructura geométrica del tipo AB 3 E: una pirámide trigonal (Fig. 1).

Arroz. 1. La estructura de la molécula de amoníaco.

Propiedades químicas del amoníaco.

Químicamente, el amoníaco es bastante activo: reacciona con muchas sustancias. El grado de oxidación del nitrógeno en el amoníaco “-3” es mínimo, por lo que el amoníaco sólo presenta propiedades reductoras.

Cuando el amoníaco se calienta con halógenos, óxidos de metales pesados ​​y oxígeno, se forma nitrógeno:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

En presencia de un catalizador, el amoníaco se puede oxidar a óxido de nitrógeno (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (catalizador - platino)

A diferencia de los compuestos de hidrógeno de no metales de los grupos VI y VII, el amoníaco no presenta propiedades ácidas. Sin embargo, los átomos de hidrógeno de su molécula todavía pueden ser reemplazados por átomos de metal. Cuando el hidrógeno se reemplaza completamente por un metal, se forman compuestos llamados nitruros, que también pueden obtenerse por interacción directa del nitrógeno con el metal a altas temperaturas.

Las principales propiedades del amoníaco se deben a la presencia de un par de electrones solitarios en el átomo de nitrógeno. Una solución de amoníaco en agua es alcalina:

NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4 + + OH —

Cuando el amoníaco interactúa con los ácidos, se forman sales de amonio, que se descomponen cuando se calientan:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (cuando se calienta)

producción de amoníaco

Existen métodos industriales y de laboratorio para producir amoníaco. En el laboratorio, el amoníaco se obtiene por la acción de álcalis sobre soluciones de sales de amonio cuando se calientan:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

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

Esta reacción es cualitativa para los iones de amonio.

Aplicación de amoníaco

La producción de amoniaco es uno de los procesos tecnológicos más importantes a nivel mundial. En el mundo se producen anualmente unos 100 millones de toneladas de amoníaco. El amoníaco se libera en forma líquida o en forma de una solución acuosa al 25%: agua con amoníaco. Las principales áreas de uso del amoníaco son la producción de ácido nítrico (producción posterior de fertilizantes minerales que contienen nitrógeno), sales de amonio, urea, hexamina, fibras sintéticas (nylon y nailon). El amoníaco se utiliza como refrigerante en unidades de refrigeración industrial y como agente blanqueador en la limpieza y teñido de algodón, lana y seda.

Ejemplos de resolución de problemas

EJEMPLO 1

3.3.1 Enlace covalente es un enlace de dos centros y dos electrones formado debido a la superposición de nubes de electrones que transportan electrones desapareados con espines antiparalelos. Como regla general, se forma entre átomos de un elemento químico.

Se caracteriza cuantitativamente por la valencia. valencia del elemento - Esta es su capacidad para formar un cierto número de enlaces químicos debido a los electrones libres ubicados en la banda de valencia atómica.

Un enlace covalente está formado únicamente por un par de electrones ubicados entre átomos. Se llama par dividido. Los pares de electrones restantes se denominan pares libres. Llenan las conchas y no participan en la encuadernación. La conexión entre átomos se puede realizar no solo por uno, sino también por dos e incluso tres pares divididos. Este tipo de conexiones se denominan doble etc. enjambre - múltiples conexiones.

3.3.1.1 Enlace covalente no polar. Un enlace que se logra mediante la formación de pares de electrones que pertenecen por igual a ambos átomos se llama covalente no polar. Ocurre entre átomos con electronegatividad prácticamente igual (0,4 > ΔEO > 0) y, por tanto, una distribución uniforme de la densidad electrónica entre los núcleos de los átomos en moléculas homonucleares. Por ejemplo, H 2, O 2, N 2, Cl 2, etc. El momento dipolar de dichos enlaces es cero. El enlace CH en hidrocarburos saturados (por ejemplo, en CH 4) se considera prácticamente no polar, porque ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Enlace polar covalente. Si una molécula está formada por dos átomos diferentes, entonces la zona de superposición de las nubes de electrones (orbitales) se desplaza hacia uno de los átomos, y ese enlace se llama polar . Con tal enlace, la probabilidad de encontrar electrones cerca del núcleo de uno de los átomos es mayor. Por ejemplo, HCl, H 2 S, PH 3.

Enlace covalente polar (asimétrico) - enlace entre átomos con diferente electronegatividad (2 > ΔEO > 0,4) y distribución asimétrica del par de electrones común. Normalmente se forma entre dos no metales.

La densidad electrónica de dicho enlace se desplaza hacia un átomo más electronegativo, lo que conduce a la aparición de una carga negativa parcial (delta menos) en él y una carga positiva parcial (delta plus) en el menos. átomo electronegativo.

C?

La dirección del desplazamiento de los electrones también se indica con una flecha:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Cuanto mayor es la diferencia en la electronegatividad de los átomos enlazados, mayor es la polaridad del enlace y mayor su momento dipolar. Entre cargas parciales de signos opuestos actúan fuerzas de atracción adicionales. Por tanto, cuanto más polar es el enlace, más fuerte es.

Excepto polarizabilidad enlace covalente tiene la propiedad saturación – la capacidad de un átomo de formar tantos enlaces covalentes como orbitales atómicos energéticamente accesibles. La tercera propiedad de un enlace covalente es su dirección.

3.3.2 Enlace iónico. La fuerza impulsora detrás de su formación es el mismo deseo de los átomos por la capa de octeto. Pero en algunos casos, esa capa de "octeto" sólo puede surgir cuando los electrones se transfieren de un átomo a otro. Por tanto, como regla general, se forma un enlace iónico entre un metal y un no metal.

Considere, como ejemplo, la reacción entre los átomos de sodio (3s 1) y flúor (2s 2 3s 5). Diferencia de electronegatividad en el compuesto NaF.

OE = 4,0 - 0,93 = 3,07

El sodio, habiendo dado su electrón 3s 1 al flúor, se convierte en un ion Na + y permanece con una capa llena de 2s 2 2p 6, que corresponde a la configuración electrónica del átomo de neón. El flúor adquiere exactamente la misma configuración electrónica al aceptar un electrón donado por el sodio. Como resultado, surgen fuerzas de atracción electrostática entre iones con cargas opuestas.

Enlace iónico - un caso extremo de enlace covalente polar, basado en la atracción electrostática de iones. Tal enlace ocurre cuando hay una gran diferencia en la electronegatividad de los átomos enlazados (EO > 2), cuando un átomo menos electronegativo abandona casi por completo sus electrones de valencia y se convierte en un catión, y otro átomo, más electronegativo, se une. estos electrones y se convierte en un anión. La interacción de iones de signo opuesto no depende de la dirección y las fuerzas de Coulomb no tienen la propiedad de saturación. Debido a esto enlace iónico no tiene espacio enfocar Y saturación , ya que cada ion está asociado a un determinado número de contraiones (número de coordinación iónica). Por lo tanto, los compuestos con enlaces iónicos no tienen estructura molecular y son sustancias sólidas que forman redes cristalinas iónicas, con altos puntos de fusión y ebullición, son altamente polares, a menudo salinos y eléctricamente conductores en soluciones acuosas. Por ejemplo, MgS, NaCl, A 2 O 3. Prácticamente no existen compuestos con enlaces puramente iónicos, ya que siempre queda una cierta cantidad de covalencia debido a que no se observa una transferencia completa de un electrón a otro átomo; en las sustancias más "iónicas", la proporción de ionicidad del enlace no supera el 90%. Por ejemplo, en NaF la polarización del enlace es aproximadamente del 80%.

En los compuestos orgánicos, los enlaces iónicos son bastante raros porque Un átomo de carbono no tiende a perder ni a ganar electrones para formar iones.

Valencia Los elementos en compuestos con enlaces iónicos se caracterizan muy a menudo. estado de oxidación , que, a su vez, corresponde al valor de carga del elemento ion en un compuesto determinado.

Estado de oxidación - Esta es una carga convencional que adquiere un átomo como resultado de la redistribución de la densidad electrónica. Cuantitativamente, se caracteriza por el número de electrones desplazados de un elemento menos electronegativo a uno más electronegativo. Se forma un ion cargado positivamente a partir del elemento que cedió sus electrones y un ion negativo a partir del elemento que aceptó estos electrones.

El elemento ubicado en estado de oxidación más alto (máximo positivo), ya ha cedido todos sus electrones de valencia ubicados en la AVZ. Y dado que su número está determinado por el número del grupo en el que se encuentra el elemento, entonces estado de oxidación más alto para la mayoría de los elementos y será igual número de grupo . Sobre estado de oxidación más bajo (máximo negativo), luego aparece durante la formación de una capa de ocho electrones, es decir, en el caso de que la AVZ esté completamente llena. Para no metales se calcula mediante la fórmula Número de grupo – 8 . Para rieles igual a cero , ya que no pueden aceptar electrones.

Por ejemplo, la AVZ del azufre tiene la forma: 3s 2 3p 4. Si un átomo cede todos sus electrones (seis), adquirirá el estado de oxidación más alto +6 , igual al número de grupo VI , si se necesitan los dos necesarios para completar la cáscara estable, adquirirá el estado de oxidación más bajo –2 , igual a Número de grupo – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Unión de metales. La mayoría de los metales tienen una serie de propiedades que son de naturaleza general y difieren de las propiedades de otras sustancias. Tales propiedades son temperaturas de fusión relativamente altas, la capacidad de reflejar la luz y una alta conductividad térmica y eléctrica. Estas características se explican por la existencia de un tipo especial de interacción en los metales. – Conexión metálica.

De acuerdo con su posición en la tabla periódica, los átomos de los metales tienen un pequeño número de electrones de valencia, que están bastante débilmente unidos a sus núcleos y pueden desprenderse fácilmente de ellos. Como resultado, aparecen iones cargados positivamente en la red cristalina del metal, localizados en ciertas posiciones de la red cristalina, y una gran cantidad de electrones deslocalizados (libres), que se mueven con relativa libertad en el campo de los centros positivos y se comunican entre todos los metales. átomos debido a la atracción electrostática.

Ésta es una diferencia importante entre los enlaces metálicos y los enlaces covalentes, que tienen una orientación estricta en el espacio. Las fuerzas de enlace en los metales no están localizadas ni dirigidas, y los electrones libres que forman un "gas de electrones" provocan una alta conductividad térmica y eléctrica. Por tanto, en este caso es imposible hablar de la dirección de los enlaces, ya que los electrones de valencia se distribuyen casi uniformemente por todo el cristal. Esto es lo que explica, por ejemplo, la plasticidad de los metales, es decir, la posibilidad de desplazamiento de iones y átomos en cualquier dirección.

3.3.4 Vínculo donante-aceptante. Además del mecanismo de formación de enlaces covalentes, según el cual un par de electrones compartido surge de la interacción de dos electrones, también existe un mecanismo especial mecanismo donante-aceptor . Consiste en el hecho de que se forma un enlace covalente como resultado de la transición de un par de electrones (solitario) ya existente. donante (proveedor de electrones) para el uso común del donante y aceptador (proveedor de orbitales atómicos libres).

Una vez formado, no se diferencia del covalente. El mecanismo donante-aceptor está bien ilustrado por el esquema para la formación de un ion amonio (Figura 9) (los asteriscos indican los electrones del nivel externo del átomo de nitrógeno):

Figura 9 - Esquema de formación de iones amonio.

La fórmula electrónica del ABZ del átomo de nitrógeno es 2s 2 2p 3, es decir, tiene tres electrones desapareados que forman un enlace covalente con tres átomos de hidrógeno (1s 1), cada uno de los cuales tiene un electrón de valencia. En este caso, se forma una molécula de amoníaco NH 3, en la que se retiene el par de electrones solitario del nitrógeno. Si un protón de hidrógeno (1s 0), que no tiene electrones, se acerca a esta molécula, entonces el nitrógeno transferirá su par de electrones (donante) a este orbital atómico del hidrógeno (aceptor), lo que dará como resultado la formación de un ion amonio. En él, cada átomo de hidrógeno está unido a un átomo de nitrógeno mediante un par de electrones común, uno de los cuales se implementa mediante un mecanismo donante-aceptor. Es importante señalar que los enlaces H-N formados por diferentes mecanismos no tienen diferencias en las propiedades. Este fenómeno se debe a que en el momento de la formación del enlace, los orbitales de los electrones 2s y 2p del átomo de nitrógeno cambian de forma. Como resultado, aparecen cuatro orbitales de exactamente la misma forma.

Los donantes suelen ser átomos con una gran cantidad de electrones, pero con una pequeña cantidad de electrones desapareados. Para los elementos del período II, además del átomo de nitrógeno, esta posibilidad está disponible para el oxígeno (dos pares libres) y el flúor (tres pares libres). Por ejemplo, el ion hidrógeno H+ en soluciones acuosas nunca está en estado libre, ya que el ion hidronio H 3 O + siempre se forma a partir de moléculas de agua H 2 O y el ion H + está presente en todas las soluciones acuosas. , aunque para facilitar la escritura se conserva el símbolo H+.

3.3.5 Enlaces de hidrógeno. Un átomo de hidrógeno asociado con un elemento fuertemente electronegativo (nitrógeno, oxígeno, flúor, etc.), que "atrae" hacia sí un par de electrones común, experimenta una falta de electrones y adquiere una carga positiva efectiva. Por tanto, es capaz de interactuar con el par de electrones solitarios de otro átomo electronegativo (que adquiere una carga negativa efectiva) de la misma (enlace intramolecular) o de otra molécula (enlace intermolecular). Como resultado, hay enlace de hidrógeno , que se indica gráficamente con puntos:

Este enlace es mucho más débil que otros enlaces químicos (la energía de su formación es 10 – 40 kJ/mol) y tiene principalmente un carácter parcialmente electrostático y parcialmente donante-aceptor.

El enlace de hidrógeno juega un papel extremadamente importante en macromoléculas biológicas, compuestos inorgánicos como H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Por ejemplo, los enlaces O-H en H2O son de naturaleza notablemente polar, con un exceso de carga negativa – en el átomo de oxígeno. El átomo de hidrógeno, por el contrario, adquiere una pequeña carga positiva  + y puede interactuar con los pares de electrones solitarios del átomo de oxígeno de una molécula de agua vecina.

La interacción entre las moléculas de agua resulta ser bastante fuerte, de modo que incluso en el vapor de agua existen dímeros y trímeros de la composición (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. En soluciones, largas cadenas de asociados de Este tipo puede aparecer:

porque el átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones libres.

La presencia de enlaces de hidrógeno explica las altas temperaturas de ebullición del agua, los alcoholes y los ácidos carboxílicos. Debido a los enlaces de hidrógeno, el agua se caracteriza por temperaturas de fusión y ebullición tan altas en comparación con el H 2 E (E = S, Se, Te). Si no hubiera enlaces de hidrógeno, el agua se derretiría a –100 °C y herviría a –80 °C. Se observan casos típicos de asociación para alcoholes y ácidos orgánicos.

Los enlaces de hidrógeno pueden ocurrir tanto entre diferentes moléculas como dentro de una molécula si esta contiene grupos con capacidades donadoras y aceptoras. Por ejemplo, son los enlaces de hidrógeno intramoleculares los que desempeñan el papel principal en la formación de cadenas peptídicas, que determinan la estructura de las proteínas. Los enlaces H afectan las propiedades físicas y químicas de una sustancia.

Los átomos de otros elementos no forman enlaces de hidrógeno. , ya que las fuerzas de atracción electrostática de los extremos opuestos de los dipolos de enlaces polares (O-H, N-H, etc.) son bastante débiles y actúan sólo a distancias cortas. El hidrógeno, al tener el radio atómico más pequeño, permite que dichos dipolos se acerquen tanto que las fuerzas de atracción se vuelven perceptibles. Ningún otro elemento con un radio atómico grande es capaz de formar tales enlaces.

3.3.6 Fuerzas de interacción intermoleculares (fuerzas de van der Waals). En 1873, el científico holandés I. van der Waals sugirió que existen fuerzas que provocan la atracción entre moléculas. Estas fuerzas fueron posteriormente llamadas fuerzas de Van der Waals. – el tipo más universal de enlace intermolecular. La energía del enlace de van der Waals es menor que la del enlace de hidrógeno y asciende a 2-20 kJ/∙mol.

Dependiendo del método de ocurrencia, las fuerzas se dividen en:

1) orientacional (dipolo-dipolo o ion-dipolo): ocurre entre moléculas polares o entre iones y moléculas polares. A medida que las moléculas polares se acercan entre sí, se orientan de modo que el lado positivo de un dipolo esté orientado hacia el lado negativo del otro dipolo (Figura 10).

2) inducción (dipolo - dipolo inducido o ion - dipolo inducido): surge entre moléculas o iones polares y moléculas no polares, pero capaces de polarizarse. Los dipolos pueden afectar moléculas no polares, convirtiéndolas en dipolos indicados (inducidos). (Figura 11).

3) dispersivo (dipolo inducido - dipolo inducido): surge entre moléculas no polares capaces de polarizarse. En cualquier molécula o átomo de un gas noble se producen fluctuaciones en la densidad eléctrica, lo que da lugar a la aparición de dipolos instantáneos, que a su vez inducen dipolos instantáneos en las moléculas vecinas. El movimiento de los dipolos instantáneos se vuelve consistente, su aparición y desintegración ocurren sincrónicamente. Como resultado de la interacción de dipolos instantáneos, la energía del sistema disminuye (Figura 12).

NH3 es uno de los productos químicos más famosos y útiles. Ha encontrado una amplia aplicación en la industria agrícola y más allá. Se distingue por propiedades químicas únicas, gracias a las cuales se utiliza en diversas industrias.

¿Qué es el NH3?

El NH 3 es conocido incluso por la persona más ignorante. Es amoníaco. El amoníaco (NH 3) también se denomina nitruro de hidrógeno y, en condiciones normales, es un gas incoloro con un olor pronunciado característico de esta sustancia. También vale la pena señalar que el gas NH 3 (llamado amoníaco) es casi dos veces más liviano que el aire.

Además de gas, puede ser líquido a una temperatura de aproximadamente 70 ° C o existir en forma de solución (solución de amoníaco). Una característica distintiva del NH 3 líquido es la capacidad de disolver en sí mismo los metales de los principales subgrupos I y II de los grupos de la tabla de elementos de D.I Mendeleev (es decir, metales alcalinos y alcalinotérreos), así como magnesio, aluminio y europio. e iterbio. A diferencia del agua, el amoníaco líquido no interactúa con los elementos anteriores, sino que actúa precisamente como disolvente. Esta propiedad permite aislar los metales en su forma original mediante la evaporación del disolvente (NH 3). En la siguiente figura puedes ver cómo se ve el sodio disuelto en amoníaco líquido.

¿Cómo se ve el amoníaco en términos de enlaces químicos?

El diagrama del amoníaco (NH 3) y su estructura espacial se muestra más claramente mediante una pirámide triangular. La parte superior de la “pirámide” de amoníaco es el átomo de nitrógeno (resaltado en azul), como se puede ver en la imagen a continuación.

Los átomos de una sustancia llamada amoníaco (NH 3) se mantienen unidos mediante enlaces de hidrógeno, como en una molécula de agua. Pero es muy importante recordar que los enlaces en la molécula de amoníaco son más débiles que en la molécula de agua. Esto explica por qué los puntos de fusión y ebullición del NH 3 son más bajos en comparación con el H 2 O.

Propiedades químicas

Los 2 métodos más comunes para producir NH 3 son una sustancia llamada amoníaco. La industria utiliza el llamado proceso Haber, cuya esencia es unir nitrógeno e hidrógeno del aire (obtenidos del metano) haciendo pasar una mezcla de estos gases a alta presión sobre un catalizador calentado.

En los laboratorios, la síntesis de amoníaco se basa con mayor frecuencia en la interacción de cloruro de amonio concentrado con hidróxido de sodio sólido.

Procedamos a un examen directo de las propiedades químicas del NH 3.

1) NH 3 actúa como una base débil. Es por eso que la siguiente ecuación describe la interacción con el agua:

NH3 + H2O = NH4 + + OH -

2) También se basa en las propiedades básicas del NH 3 su capacidad para reaccionar con ácidos y formar las correspondientes sales de amonio:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (nitrato de amonio)

3) Anteriormente se decía que cierto grupo de metales se disuelve en amoníaco líquido. Sin embargo, algunos metales también son capaces no solo de disolverse, sino también de formar compuestos con NH 3 llamados amidas:

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

Na (sólido) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (la reacción se lleva a cabo en presencia de hierro como catalizador)

4) Cuando NH 3 interactúa con los metales Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, se forman los correspondientes hidróxidos metálicos y el catión amonio:

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

5) El resultado de la interacción de NH 3 con metales Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ son los complejos metálicos correspondientes:

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

Cu(OH)2 + NH3 = 2 + + OH -

Formación y posterior recorrido del NH3 en el cuerpo humano.

Es bien sabido que los aminoácidos son una parte integral de los procesos bioquímicos del cuerpo humano. Son la principal fuente de NH 3, una sustancia llamada amoníaco, resultado de su desaminación oxidativa (la mayoría de las veces). Desafortunadamente, el amoníaco es tóxico para el cuerpo humano; forma fácilmente el catión amonio (NH 4 +) mencionado anteriormente, que se acumula en las células. Posteriormente, los ciclos bioquímicos más importantes se ralentizan y, como resultado, disminuye el nivel de ATP producido.

No es difícil adivinar que el cuerpo necesita mecanismos para unir y neutralizar el NH 3 liberado. El siguiente diagrama muestra las fuentes y algunos de los productos de unión del amoníaco en el cuerpo humano.

Entonces, en pocas palabras, el amoníaco se neutraliza mediante la formación de sus formas de transporte en los tejidos (por ejemplo, glutamina y alanina), mediante la excreción en la orina, mediante la biosíntesis de urea, que es la principal forma natural de neutralizar el NH 3 en el cuerpo humano.

Aplicación de NH3, una sustancia llamada amoníaco.

Hoy en día, el amoníaco líquido es el fertilizante nitrogenado más concentrado y económico, que se utiliza en la agricultura para amonificar suelos duros y turba. Cuando se añade amoníaco líquido al suelo, aumenta la cantidad de microorganismos, pero no hay consecuencias negativas, como, por ejemplo, de los fertilizantes sólidos. La siguiente figura muestra una de las posibles instalaciones para licuar gas amoniaco utilizando nitrógeno líquido.

A medida que el amoníaco líquido se evapora, absorbe mucho calor del ambiente y provoca un enfriamiento. Esta propiedad se utiliza en unidades de refrigeración para producir hielo artificial cuando se almacenan productos alimenticios perecederos. Además, se utiliza para congelar el suelo durante la construcción de estructuras subterráneas. Las soluciones acuosas de amoníaco se utilizan en la industria química (es un disolvente industrial no acuoso), en la práctica de laboratorio (por ejemplo, como disolvente en la producción electroquímica de productos químicos), en medicina y en uso doméstico.

En primer lugar, consideremos la estructura de la molécula de amoníaco NH 3. Como ya sabes, en el nivel de energía exterior, los átomos de nitrógeno contienen cinco electrones, de los cuales tres no están apareados. Son ellos quienes participan en la formación de tres enlaces covalentes con tres átomos de hidrógeno durante la formación de la molécula de amoníaco NH 3.

Tres pares de electrones comunes se desplazan hacia el átomo de nitrógeno, más electronegativo, y dado que la molécula de amoníaco tiene la forma de una pirámide triangular (Fig. 128), como resultado del desplazamiento de los pares de electrones, aparece un dipolo, es decir, una molécula con dos. polos.

Arroz. 128.
La estructura de la molécula de amoníaco.

Las moléculas de amoníaco (en amoníaco líquido) interactúan uniéndose entre sí:

Este tipo especial de enlace intermolecular químico, como ya sabes, se llama enlace de hidrógeno.

El amoníaco es un gas incoloro de olor acre, casi dos veces más ligero que el aire. El amoníaco no se debe inhalar durante períodos prolongados ya que es venenoso. Este gas se licua fácilmente a presión normal y a una temperatura de -33,4 °C. Cuando el amoníaco líquido se evapora del ambiente, se absorbe mucho calor, razón por la cual se utiliza amoníaco en las unidades de refrigeración.

El amoníaco es muy soluble en agua: a 20 °C, se disuelven alrededor de 710 volúmenes de amoníaco en 1 volumen de agua (Fig. 129). Una solución acuosa concentrada (25% en peso) de amoníaco se llama amoníaco acuoso o agua con amoníaco, y una solución de amoníaco al 10% utilizada en medicina se conoce como amoníaco. En una solución acuosa de amoníaco, se forma un compuesto débil: hidrato de amoníaco NH 3 H 2 O.

Arroz. 129.
“Fuente de amoníaco” (disolver amoníaco en agua)

Si agrega unas gotas de fenolftaleína a una solución de amoníaco, la solución se volverá carmesí, lo que indica un ambiente alcalino. La reacción alcalina de soluciones acuosas de amoníaco se explica por la presencia de iones de hidróxido OH -:

Si se calienta una solución de amoníaco coloreada con fenolftaleína, el color desaparecerá (¿por qué?).

Experimento de laboratorio nº 30.
Estudiando las propiedades del amoníaco.

El amoníaco reacciona con los ácidos para formar sales de amonio. Esta interacción se puede observar en el siguiente experimento: lleve una varilla de vidrio o un vaso humedecido con una solución de amoníaco a otra varilla o un vaso humedecido con ácido clorhídrico; aparecerá un humo blanco espeso (Fig. 130):

Arroz. 130.
"Humo sin fuego"

Por eso creed después de este dicho de que no hay humo sin fuego.

Tanto una solución acuosa de amoníaco como de sales de amonio contienen un ion especial: el catión de amonio NH + 4, que desempeña el papel de un catión metálico. El ion amonio se forma como resultado de la formación de un enlace covalente entre un átomo de nitrógeno que tiene un par de electrones libre (solitario) y un catión de hidrógeno, que pasa al amoníaco desde moléculas de ácido o agua:

Cuando se forma un ion amonio, el donante de un par de electrones libres es el átomo de nitrógeno del amoníaco y el aceptor es el catión de hidrógeno de un ácido o agua.

Usted mismo puede predecir otra propiedad química del amoníaco si presta atención al estado de oxidación de los átomos de nitrógeno que contiene, a saber, -3. Por supuesto, el amoníaco es el agente reductor más fuerte, es decir, sus átomos de nitrógeno solo pueden ceder electrones, pero no aceptarlos. Por tanto, el amoníaco se puede oxidar a nitrógeno libre (sin la participación de un catalizador):

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O,

o al óxido de nitrógeno (II) (en presencia de un catalizador):

En la industria, el amoníaco se produce mediante síntesis a partir de nitrógeno e hidrógeno (Fig. 131).

Arroz. 131.
Instalación industrial (a) y esquema de producción industrial de amoniaco (b)

En el laboratorio, el amoníaco se obtiene mediante la acción de la cal apagada Ca(OH) 2 sobre sales de amonio, generalmente cloruro de amonio:

El gas se recoge en un recipiente al revés y se reconoce por el olor, por el azul del papel tornasol rojo mojado o por la aparición de humo blanco cuando se introduce una barra humedecida con ácido clorhídrico.

El amoníaco y sus sales se utilizan ampliamente en la industria y la tecnología, la agricultura y la vida cotidiana. Sus principales áreas de aplicación se muestran en la Figura 132.

Arroz. 132.
Aplicación de amoniaco y sales de amonio:
1.2 - en unidades de refrigeración; 3 - producción de fertilizantes minerales; 4 - producción de ácido nítrico; 5 - para soldar; 6 - producción de explosivos; 7 - en medicina y en la vida cotidiana (amoníaco)

Nuevas palabras y conceptos.

1. La estructura de la molécula de amoníaco.
2. Enlace de hidrógeno.
3. Propiedades del amoniaco: interacción con agua, ácidos y oxígeno.
4. Mecanismo donante-aceptor para la formación de iones amonio.
5. Recibir, recoger y reconocer amoniaco.

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Sabes que los átomos se pueden combinar entre sí para formar sustancias tanto simples como complejas. En este caso se forman varios tipos de enlaces químicos: iónico, covalente (no polar y polar), metálico e hidrógeno. Una de las propiedades más esenciales de los átomos de los elementos que determina qué tipo de enlace se forma entre ellos (iónico o covalente) Esto es electronegatividad, es decir la capacidad de los átomos de un compuesto para atraer electrones.

Una evaluación cuantitativa condicional de la electronegatividad viene dada por la escala de electronegatividad relativa.

En los períodos, existe una tendencia general a que la electronegatividad de los elementos aumente y, en los grupos, a que disminuya. Los elementos están ordenados en una fila según su electronegatividad, a partir de la cual se puede comparar la electronegatividad de elementos ubicados en diferentes períodos.

El tipo de enlace químico depende de qué tan grande sea la diferencia en los valores de electronegatividad de los átomos de los elementos que los conectan. Cuanto más difieren en electronegatividad los átomos de los elementos que forman el enlace, más polar es el enlace químico. Es imposible trazar una frontera clara entre los tipos de enlaces químicos. En la mayoría de los compuestos, el tipo de enlace químico es intermedio; por ejemplo, un enlace químico covalente altamente polar está cerca de un enlace iónico. Dependiendo de cuál de los casos límite un enlace químico sea de naturaleza más cercana, se clasifica como enlace polar iónico o covalente.

Un enlace iónico se forma mediante la interacción de átomos que difieren marcadamente entre sí en electronegatividad. Por ejemplo, los metales típicos litio (Li), sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca), estroncio (Sr) y bario (Ba) forman enlaces iónicos con no metales típicos, principalmente halógenos.

Además de en los haluros de metales alcalinos, también se forman enlaces iónicos en compuestos como los álcalis y las sales. Por ejemplo, en el hidróxido de sodio (NaOH) y el sulfato de sodio (Na 2 SO 4), los enlaces iónicos existen solo entre los átomos de sodio y oxígeno (los enlaces restantes son covalentes polares).

Cuando interactúan átomos con la misma electronegatividad, se forman moléculas con un enlace covalente no polar. Tal enlace existe en las moléculas de las siguientes sustancias simples: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Los enlaces químicos en estos gases se forman a través de pares de electrones compartidos, es decir. cuando las correspondientes nubes de electrones se superponen, debido a la interacción electrón-nuclear, que se produce cuando los átomos se acercan entre sí.

Al componer fórmulas electrónicas de sustancias, debe recordarse que cada par de electrones común es una imagen convencional de una mayor densidad electrónica resultante de la superposición de las correspondientes nubes de electrones.

Cuando interactúan átomos cuyos valores de electronegatividad difieren, pero no marcadamente, el par de electrones común se desplaza hacia un átomo más electronegativo. Este es el tipo más común de enlace químico y se encuentra tanto en compuestos orgánicos como inorgánicos.

Los enlaces covalentes también incluyen aquellos enlaces que se forman mediante un mecanismo donante-aceptor, por ejemplo en los iones hidronio y amonio.

Conexión metálica.

El enlace que se forma como resultado de la interacción de electrones relativamente libres con iones metálicos se llama enlace metálico. Este tipo de enlace es característico de sustancias simples: los metales.

La esencia del proceso de formación de enlaces metálicos es la siguiente: los átomos metálicos ceden fácilmente electrones de valencia y se convierten en iones cargados positivamente. Los electrones relativamente libres, desprendidos del átomo, se mueven entre iones metálicos positivos. Entre ellos surge un enlace metálico, es decir, Los electrones, por así decirlo, cementan los iones positivos de la red cristalina de los metales.

Enlace de hidrógeno.

Enlace que se forma entre los átomos de hidrógeno de una molécula y un átomo de un elemento fuertemente electronegativo.(O, NO, F) otra molécula se llama enlace de hidrógeno.

Puede surgir la pregunta: ¿por qué el hidrógeno forma un enlace químico tan específico?

Esto se explica por el hecho de que el radio atómico del hidrógeno es muy pequeño. Además, al desplazar o donar por completo su único electrón, el hidrógeno adquiere una carga positiva relativamente alta, por lo que el hidrógeno de una molécula interactúa con átomos de elementos electronegativos que tienen una carga negativa parcial que pasa a formar parte de otras moléculas (HF , H2O, NH3).

Veamos algunos ejemplos. Normalmente representamos la composición del agua con la fórmula química H 2 O. Sin embargo, esto no es del todo exacto. Sería más correcto indicar la composición del agua mediante la fórmula (H 2 O)n, donde n = 2,3,4, etc. Esto se explica por el hecho de que las moléculas de agua individuales están conectadas entre sí mediante enlaces de hidrógeno. .

Los enlaces de hidrógeno suelen indicarse con puntos. Es mucho más débil que los enlaces iónicos o covalentes, pero más fuerte que las interacciones intermoleculares ordinarias.

La presencia de enlaces de hidrógeno explica el aumento del volumen de agua al disminuir la temperatura. Esto se debe a que a medida que disminuye la temperatura, las moléculas se vuelven más fuertes y, por tanto, disminuye la densidad de su “empaquetamiento”.

Al estudiar química orgánica surgió la siguiente pregunta: ¿por qué los puntos de ebullición de los alcoholes son mucho más altos que los de los hidrocarburos correspondientes? Esto se explica por el hecho de que también se forman enlaces de hidrógeno entre moléculas de alcohol.

También se produce un aumento en el punto de ebullición de los alcoholes debido al agrandamiento de sus moléculas.

Los enlaces de hidrógeno también son característicos de muchos otros compuestos orgánicos (fenoles, ácidos carboxílicos, etc.). Por los cursos de química orgánica y biología general sabes que la presencia de un enlace de hidrógeno explica la estructura secundaria de las proteínas, la estructura de la doble hélice del ADN, es decir, el fenómeno de la complementariedad.