Nh3 est un type de liaison chimique. Quelles sont les propriétés et le nom de la substance NH3 ? Connexion métallique

DÉFINITION

Ammoniac- du nitrure d'hydrogène.

Formule – NH 3. Masse molaire – 17 g/mol.

Propriétés physiques de l'ammoniac

L'ammoniac (NH 3) est un gaz incolore à l'odeur âcre (l'odeur de « l'ammoniac »), plus léger que l'air, très soluble dans l'eau (un volume d'eau dissoudra jusqu'à 700 volumes d'ammoniac). La solution d'ammoniaque concentrée contient 25 % (p/p) d'ammoniaque et a une densité de 0,91 g/cm 3 .

Les liaisons entre les atomes de la molécule d'ammoniac sont covalentes. Vue générale de la molécule AB 3. Toutes les orbitales de valence de l'atome d'azote entrent en hybridation, par conséquent, le type d'hybridation de la molécule d'ammoniac est sp 3. L'ammoniac a une structure géométrique de type AB 3 E - une pyramide trigonale (Fig. 1).

Riz. 1. La structure de la molécule d'ammoniac.

Propriétés chimiques de l'ammoniac

Chimiquement, l'ammoniac est assez actif : il réagit avec de nombreuses substances. Le degré d'oxydation de l'azote dans l'ammoniac «-3» est minime, l'ammoniac ne présente donc que des propriétés réductrices.

Lorsque l'ammoniac est chauffé avec des halogènes, des oxydes de métaux lourds et de l'oxygène, de l'azote se forme :

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

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

En présence d'un catalyseur, l'ammoniac peut être oxydé en oxyde d'azote (II) :

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (catalyseur - platine)

Contrairement aux composés hydrogènes des non-métaux des groupes VI et VII, l'ammoniac ne présente pas de propriétés acides. Cependant, les atomes d’hydrogène de sa molécule peuvent toujours être remplacés par des atomes métalliques. Lorsque l’hydrogène est complètement remplacé par un métal, des composés appelés nitrures se forment, qui peuvent également être obtenus par interaction directe de l’azote avec le métal à haute température.

Les principales propriétés de l’ammoniac sont dues à la présence d’un doublet libre d’électrons sur l’atome d’azote. Une solution d'ammoniaque dans l'eau est alcaline :

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

Lorsque l'ammoniac interagit avec les acides, des sels d'ammonium se forment, qui se décomposent lorsqu'ils sont chauffés :

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (lorsqu'il est chauffé)

Production d'ammoniac

Il existe des méthodes industrielles et de laboratoire pour produire de l'ammoniac. En laboratoire, l'ammoniac est obtenu par action d'alcalis sur des solutions de sels d'ammonium lorsqu'elles sont chauffées :

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

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

Cette réaction est qualitative pour les ions ammonium.

Application d'ammoniac

La production d’ammoniac est l’un des processus technologiques les plus importants au monde. Environ 100 millions de tonnes d’ammoniac sont produites chaque année dans le monde. L'ammoniac est libéré sous forme liquide ou sous forme de solution aqueuse à 25 % - eau ammoniaquée. Les principaux domaines d'utilisation de l'ammoniac sont la production d'acide nitrique (production ultérieure d'engrais minéraux azotés), de sels d'ammonium, d'urée, d'hexamine, de fibres synthétiques (nylon et nylon). L'ammoniac est utilisé comme réfrigérant dans les unités de réfrigération industrielle et comme agent de blanchiment dans le nettoyage et la teinture du coton, de la laine et de la soie.

Exemples de résolution de problèmes

EXEMPLE 1

3.3.1 Liaison covalente est une liaison à deux centres et à deux électrons formée en raison du chevauchement de nuages ​​​​d'électrons transportant des électrons non appariés avec des spins antiparallèles. En règle générale, il se forme entre les atomes d'un élément chimique.

Il est caractérisé quantitativement par la valence. Valence de l'élément - c'est sa capacité à former un certain nombre de liaisons chimiques grâce aux électrons libres situés dans la bande de valence atomique.

Une liaison covalente est formée uniquement par une paire d'électrons situés entre des atomes. C'est ce qu'on appelle une paire divisée. Les paires d’électrons restantes sont appelées paires libres. Ils remplissent les coquilles et ne participent pas à la reliure. La connexion entre les atomes peut être réalisée non seulement par un, mais aussi par deux et même trois paires divisées. De telles connexions sont appelées double etc. essaim - connexions multiples.

3.3.1.1 Liaison covalente non polaire. Une liaison obtenue par la formation de paires d’électrons appartenant également aux deux atomes est appelée covalent non polaire. Cela se produit entre des atomes avec une électronégativité pratiquement égale (0,4 > ΔEO > 0) et, par conséquent, une distribution uniforme de la densité électronique entre les noyaux des atomes dans les molécules homonucléaires. Par exemple, H 2, O 2, N 2, Cl 2, etc. Le moment dipolaire de ces liaisons est nul. La liaison CH dans les hydrocarbures saturés (par exemple, dans CH 4) est considérée comme pratiquement non polaire, car ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Liaison polaire covalente. Si une molécule est formée de deux atomes différents, alors la zone de chevauchement des nuages ​​​​d'électrons (orbitales) se déplace vers l'un des atomes, et une telle liaison est appelée polaire . Avec une telle liaison, la probabilité de trouver des électrons à proximité du noyau de l'un des atomes est plus élevée. Par exemple, HCl, H 2 S, PH 3.

Liaison covalente polaire (asymétrique) - liaison entre atomes d'électronégativité différente (2 > ΔEO > 0,4) et répartition asymétrique de la paire électronique commune. Généralement, il se forme entre deux non-métaux.

La densité électronique d'une telle liaison est décalée vers un atome plus électronégatif, ce qui conduit à l'apparition d'une charge partielle négative (delta moins) sur celui-ci, et d'une charge partielle positive (delta plus) sur le moins atome électronégatif.

C ?

La direction du déplacement des électrons est également indiquée par une flèche :

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Plus la différence d'électronégativité des atomes liés est grande, plus la polarité de la liaison est élevée et plus son moment dipolaire est grand. Des forces attractives supplémentaires agissent entre des charges partielles de signe opposé. Ainsi, plus la liaison est polaire, plus elle est forte.

Sauf polarisabilité une liaison covalente a la propriété saturation – la capacité d’un atome à former autant de liaisons covalentes qu’il possède d’orbitales atomiques énergétiquement disponibles. La troisième propriété d'une liaison covalente est sa direction.

3.3.2 Liaison ionique. La force motrice derrière sa formation est le même désir des atomes pour la coque octet. Mais dans certains cas, une telle couche « octet » ne peut apparaître que lorsque des électrons sont transférés d’un atome à un autre. Par conséquent, en règle générale, une liaison ionique se forme entre un métal et un non-métal.

Prenons, à titre d'exemple, la réaction entre les atomes de sodium (3s 1) et de fluor (2s 2 3s 5). Différence d'électronégativité dans le composé NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Le sodium, ayant cédé son électron 3s 1 au fluor, devient un ion Na + et reste avec une coque 2s 2 2p 6 remplie, ce qui correspond à la configuration électronique de l'atome de néon. Le fluor acquiert exactement la même configuration électronique en acceptant un électron donné par le sodium. En conséquence, des forces d’attraction électrostatiques apparaissent entre des ions de charges opposées.

Liaison ionique – un cas extrême de liaison covalente polaire, basée sur l’attraction électrostatique des ions. Une telle liaison se produit lorsqu'il existe une grande différence dans l'électronégativité des atomes liés (EO > 2), lorsqu'un atome moins électronégatif abandonne presque complètement ses électrons de valence et se transforme en cation, et qu'un autre atome plus électronégatif s'attache ces électrons et devient un anion. L'interaction des ions de signe opposé ne dépend pas de la direction et les forces coulombiennes n'ont pas la propriété de saturation. En raison de ce liaison ionique n'a pas d'espace se concentrer Et saturation , puisque chaque ion est associé à un certain nombre de contre-ions (numéro de coordination des ions). Par conséquent, les composés à liaison ionique n'ont pas de structure moléculaire et sont des substances solides qui forment des réseaux cristallins ioniques, avec des points de fusion et d'ébullition élevés, ils sont hautement polaires, souvent semblables à du sel et conducteurs d'électricité dans les solutions aqueuses. Par exemple, MgS, NaCl, A 2 O 3. Il n'existe pratiquement pas de composés avec des liaisons purement ioniques, puisqu'une certaine covalence demeure toujours du fait qu'un transfert complet d'un électron vers un autre atome n'est pas observé ; dans les substances les plus « ioniques », la proportion d'ionicité des liaisons ne dépasse pas 90 %. Par exemple, dans NaF, la polarisation de la liaison est d'environ 80 %.

Dans les composés organiques, les liaisons ioniques sont assez rares, car Un atome de carbone n’a tendance ni à perdre ni à gagner des électrons pour former des ions.

Valence les éléments des composés à liaisons ioniques sont très souvent caractérisés état d'oxydation , qui, à son tour, correspond à la valeur de charge de l’ion élément dans un composé donné.

État d'oxydation - il s'agit d'une charge conventionnelle qu'un atome acquiert à la suite de la redistribution de la densité électronique. Quantitativement, il est caractérisé par le nombre d'électrons déplacés d'un élément moins électronégatif vers un élément plus électronégatif. Un ion chargé positivement est formé à partir de l’élément qui a cédé ses électrons, et un ion négatif est formé à partir de l’élément qui a accepté ces électrons.

L'élément situé dans état d'oxydation le plus élevé (maximum positif), a déjà renoncé à tous ses électrons de valence situés dans l'AVZ. Et puisque leur nombre est déterminé par le numéro du groupe dans lequel se trouve l'élément, alors état d'oxydation le plus élevé pour la plupart des éléments et sera égal numéro de groupe . Concernant état d'oxydation le plus bas (maximum négatif), il apparaît alors lors de la formation d'une coque à huit électrons, c'est-à-dire dans le cas où l'AVZ est complètement rempli. Pour non-métaux il est calculé par la formule Numéro de groupe – 8 . Pour les métaux égal à zéro , car ils ne peuvent pas accepter les électrons.

Par exemple, l'AVZ du soufre a la forme : 3s 2 3p 4. Si un atome abandonne tous ses électrons (six), il acquerra l'état d'oxydation le plus élevé +6 , égal au numéro de groupe VI , s'il faut les deux nécessaires pour compléter la coque stable, elle acquerra l'état d'oxydation le plus bas –2 , égal à Numéro de groupe – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Liaison métallique. La plupart des métaux ont un certain nombre de propriétés de nature générale et différentes de celles d’autres substances. Ces propriétés sont des températures de fusion relativement élevées, la capacité de réfléchir la lumière et une conductivité thermique et électrique élevée. Ces caractéristiques s'expliquent par l'existence d'un type particulier d'interaction dans les métaux – connexion métallique.

Conformément à leur position dans le tableau périodique, les atomes métalliques possèdent un petit nombre d'électrons de valence, qui sont plutôt faiblement liés à leur noyau et peuvent facilement s'en détacher. En conséquence, des ions chargés positivement apparaissent dans le réseau cristallin du métal, localisés dans certaines positions du réseau cristallin, et un grand nombre d'électrons délocalisés (libres), se déplaçant relativement librement dans le domaine des centres positifs et communiquant entre tous les métaux. atomes en raison de l’attraction électrostatique.

Il s’agit d’une différence importante entre les liaisons métalliques et les liaisons covalentes, qui ont une orientation stricte dans l’espace. Les forces de liaison dans les métaux ne sont ni localisées ni dirigées, et les électrons libres formant un « gaz électronique » provoquent une conductivité thermique et électrique élevée. Par conséquent, dans ce cas, il est impossible de parler de la direction des liaisons, puisque les électrons de valence sont répartis presque uniformément dans tout le cristal. C'est ce qui explique par exemple la plasticité des métaux, c'est-à-dire la possibilité de déplacement des ions et des atomes dans n'importe quelle direction.

3.3.4 Lien donateur-accepteur. En plus du mécanisme de formation de liaisons covalentes, selon lequel une paire d'électrons partagée naît de l'interaction de deux électrons, il existe également un mécanisme spécial mécanisme donneur-accepteur . Cela réside dans le fait qu'une liaison covalente se forme à la suite de la transition d'une paire d'électrons (unique) déjà existante donneur (fournisseur d'électrons) pour l'usage commun du donneur et accepteur (fournisseur d'orbitale atomique libre).

Une fois formé, il n’est pas différent du covalent. Le mécanisme donneur-accepteur est bien illustré par le schéma de formation d'un ion ammonium (Figure 9) (les astérisques indiquent les électrons du niveau externe de l'atome d'azote) :

Figure 9 - Schéma de formation de l'ion ammonium

La formule électronique de l'ABZ de l'atome d'azote est 2s 2 2p 3, c'est-à-dire qu'il possède trois électrons non appariés qui entrent dans une liaison covalente avec trois atomes d'hydrogène (1s 1), chacun possédant un électron de valence. Dans ce cas, une molécule d'ammoniac NH 3 se forme, dans laquelle la seule paire électronique d'azote est retenue. Si un proton d'hydrogène (1s 0), qui n'a pas d'électrons, s'approche de cette molécule, alors l'azote transférera sa paire d'électrons (donneur) vers cette orbitale atomique d'hydrogène (accepteur), entraînant la formation d'un ion ammonium. Dans celui-ci, chaque atome d'hydrogène est connecté à un atome d'azote par une paire d'électrons commune, dont l'une est mise en œuvre via un mécanisme donneur-accepteur. Il est important de noter que les liaisons H-N formées par différents mécanismes ne présentent aucune différence de propriétés. Ce phénomène est dû au fait qu'au moment de la formation de la liaison, les orbitales des électrons 2s et 2p de l'atome d'azote changent de forme. En conséquence, quatre orbitales ayant exactement la même forme apparaissent.

Les donneurs sont généralement des atomes possédant un grand nombre d’électrons, mais un petit nombre d’électrons non appariés. Pour les éléments de la période II, en plus de l'atome d'azote, une telle possibilité est disponible pour l'oxygène (deux paires libres) et le fluor (trois paires libres). Par exemple, l'ion hydrogène H + dans les solutions aqueuses n'est jamais à l'état libre, puisque l'ion hydronium H 3 O + est toujours formé de molécules d'eau H 2 O et l'ion hydronium est présent dans toutes les solutions aqueuses. , bien que pour faciliter l'écriture, le symbole H+ soit conservé.

3.3.5 Liaison hydrogène. Un atome d'hydrogène associé à un élément fortement électronégatif (azote, oxygène, fluor, etc.), qui « attire » une paire d'électrons commune sur lui-même, connaît un manque d'électrons et acquiert une charge positive effective. Par conséquent, il est capable d'interagir avec la paire d'électrons libres d'un autre atome électronégatif (qui acquiert une charge négative effective) de celui-ci (liaison intramoléculaire) ou d'une autre molécule (liaison intermoléculaire). En conséquence, il y a liaison hydrogène , qui est indiqué graphiquement par des points :

Cette liaison est beaucoup plus faible que les autres liaisons chimiques (l'énergie de sa formation est de 10 – 40 kJ/mol) et présente principalement un caractère partiellement électrostatique, partiellement donneur-accepteur.

La liaison hydrogène joue un rôle extrêmement important dans les macromolécules biologiques, ces composés inorganiques tels que H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Par exemple, les liaisons O-H dans H2O sont de nature sensiblement polaire, avec un excès de charge négative – sur l’atome d’oxygène. L'atome d'hydrogène, au contraire, acquiert une petite charge positive  + et peut interagir avec les paires d'électrons libres de l'atome d'oxygène de la molécule d'eau voisine.

L'interaction entre les molécules d'eau s'avère assez forte, de sorte que même dans la vapeur d'eau, il existe des dimères et des trimères de composition (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. Dans les solutions, de longues chaînes d'associés de ce type peut apparaître :

parce que l’atome d’oxygène possède deux paires d’électrons libres.

La présence de liaisons hydrogène explique les températures d'ébullition élevées de l'eau, des alcools et des acides carboxyliques. En raison des liaisons hydrogène, l'eau se caractérise par des températures de fusion et d'ébullition aussi élevées que celles de H 2 E (E = S, Se, Te). S’il n’y avait pas de liaisons hydrogène, l’eau fondrait à –100 °C et bouillirait à –80 °C. Des cas typiques d'association sont observés pour les alcools et les acides organiques.

Les liaisons hydrogène peuvent se produire à la fois entre différentes molécules et au sein d'une molécule si cette molécule contient des groupes dotés de capacités de donneur et d'accepteur. Par exemple, ce sont les liaisons hydrogène intramoléculaires qui jouent le rôle principal dans la formation des chaînes peptidiques, qui déterminent la structure des protéines. Les liaisons H affectent les propriétés physiques et chimiques d'une substance.

Les atomes d'autres éléments ne forment pas de liaisons hydrogène , puisque les forces d'attraction électrostatique des extrémités opposées des dipôles des liaisons polaires (O-H, N-H, etc.) sont plutôt faibles et n'agissent qu'à de courtes distances. L'hydrogène, ayant le plus petit rayon atomique, permet à ces dipôles de se rapprocher si près que les forces d'attraction deviennent perceptibles. Aucun autre élément doté d’un grand rayon atomique n’est capable de former de telles liaisons.

3.3.6 Forces d'interaction intermoléculaire (forces de Van der Waals). En 1873, le scientifique néerlandais I. Van der Waals a suggéré qu'il existe des forces qui provoquent une attraction entre les molécules. Ces forces furent plus tard appelées forces de Van der Waals. – le type de liaison intermoléculaire le plus universel. L'énergie de la liaison de Van der Waals est inférieure à celle de la liaison hydrogène et s'élève à 2 à 20 kJ/∙mol.

Selon le mode d'occurrence, les forces sont divisées en :

1) orientationnel (dipôle-dipôle ou ion-dipôle) - se produit entre des molécules polaires ou entre des ions et des molécules polaires. À mesure que les molécules polaires se rapprochent, elles s’orientent de manière à ce que le côté positif d’un dipôle soit orienté vers le côté négatif de l’autre dipôle (Figure 10).

2) induction (dipôle - dipôle induit ou ion - dipôle induit) - se produit entre des molécules polaires ou des ions et des molécules non polaires, mais capables de polarisation. Les dipôles peuvent affecter les molécules non polaires, les transformant en dipôles indiqués (induits). (Figure 11).

3) dispersif (dipôle induit - dipôle induit) - surgit entre des molécules non polaires capables de polarisation. Dans toute molécule ou atome d'un gaz rare, des fluctuations de densité électrique se produisent, entraînant l'apparition de dipôles instantanés, qui à leur tour induisent des dipôles instantanés dans les molécules voisines. Le mouvement des dipôles instantanés devient cohérent, leur apparition et leur désintégration se produisent de manière synchrone. En raison de l'interaction des dipôles instantanés, l'énergie du système diminue (Figure 12).

Le NH3 est l’un des produits chimiques les plus connus et les plus utiles. Il a trouvé de nombreuses applications dans l’industrie agricole et au-delà. Il se distingue par des propriétés chimiques uniques, grâce auxquelles il est utilisé dans diverses industries.

Qu'est-ce que le NH3

Le NH 3 est connu même des chimistes les plus ignorants. C'est de l'ammoniac. L'ammoniac (NH 3) est autrement appelé nitrure d'hydrogène et est, dans des conditions normales, un gaz incolore avec une odeur prononcée caractéristique de cette substance. Il convient également de noter que le gaz NH 3 (appelé ammoniac) est presque deux fois plus léger que l'air !

En plus du gaz, il peut s'agir d'un liquide à une température d'environ 70°C ou exister sous forme de solution (solution d'ammoniaque). Une caractéristique distinctive du NH 3 liquide est la capacité de dissoudre en lui-même les métaux des principaux sous-groupes des groupes I et II du tableau des éléments de D.I. Mendeleïev (c'est-à-dire les métaux alcalins et alcalino-terreux), ainsi que le magnésium, l'aluminium, l'europium. et l'ytterbium. Contrairement à l'eau, l'ammoniac liquide n'interagit pas avec les éléments ci-dessus, mais agit précisément comme un solvant. Cette propriété permet d'isoler les métaux sous leur forme originale par évaporation du solvant (NH 3). Dans la figure ci-dessous, vous pouvez voir à quoi ressemble le sodium dissous dans l’ammoniac liquide.

À quoi ressemble l’ammoniac en termes de liaisons chimiques ?

Le diagramme de l'ammoniac (NH 3) et sa structure spatiale est le plus clairement représenté par une pyramide triangulaire. Le sommet de la « pyramide » de l’ammoniac est l’atome d’azote (surligné en bleu), comme le montre l’image ci-dessous.

Les atomes d'une substance appelée ammoniac (NH 3) sont maintenus ensemble par des liaisons hydrogène, tout comme dans une molécule d'eau. Mais il est très important de se rappeler que les liaisons dans la molécule d’ammoniac sont plus faibles que dans la molécule d’eau. Cela explique pourquoi les points de fusion et d'ébullition du NH 3 sont plus bas que ceux du H 2 O.

Propriétés chimiques

Les 2 méthodes les plus courantes de production de substance NH 3 appelée ammoniac. L'industrie utilise le procédé dit Haber, dont l'essence est de lier l'azote et l'hydrogène de l'air (obtenus à partir du méthane) en faisant passer un mélange de ces gaz à haute pression sur un catalyseur chauffé.

En laboratoire, la synthèse de l'ammoniac repose le plus souvent sur l'interaction du chlorure d'ammonium concentré avec de l'hydroxyde de sodium solide.

Passons à un examen direct des propriétés chimiques du NH 3.

1) NH 3 agit comme une base faible. C'est pourquoi l'équation suivante décrit l'interaction avec l'eau :

NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -

2) Les propriétés fondamentales du NH 3 reposent également sur sa capacité à réagir avec les acides et à former les sels d'ammonium correspondants :

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (nitrate d'ammonium)

3) Il a été dit plus tôt qu'un certain groupe de métaux se dissolvait dans l'ammoniac liquide. Cependant, certains métaux sont également capables non seulement de se dissoudre, mais de former des composés avec NH 3 appelés amides :

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

Na (solide) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (la réaction est réalisée en présence de fer comme catalyseur)

4) Lorsque NH 3 interagit avec les métaux Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, les hydroxydes métalliques correspondants et le cation ammonium se forment :

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

5) Le résultat de l'interaction de NH 3 avec les métaux Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ sont le plus souvent les complexes métalliques correspondants :

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

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

Formation et cheminement ultérieur du NH3 dans le corps humain

Il est bien connu que les acides aminés font partie intégrante des processus biochimiques du corps humain. Ils sont la principale source de NH 3 , une substance appelée ammoniac, résultat de leur désamination oxydative (le plus souvent). Malheureusement, l'ammoniac est toxique pour le corps humain ; il forme facilement le cation ammonium mentionné ci-dessus (NH 4 +), qui s'accumule dans les cellules. Par la suite, les cycles biochimiques les plus importants ralentissent et, par conséquent, le niveau d’ATP produit diminue.

Il n'est pas difficile de deviner que le corps a besoin de mécanismes pour lier et neutraliser le NH 3 libéré. Le diagramme ci-dessous montre les sources et certains des produits liants de l’ammoniac dans le corps humain.

Ainsi, en bref, l'ammoniac est neutralisé par la formation de ses formes de transport dans les tissus (par exemple, la glutamine et l'alanine), par excrétion dans l'urine, grâce à la biosynthèse de l'urée, qui est le principal moyen naturel de neutraliser le NH 3 dans le corps humain.

Application de NH3 - une substance appelée ammoniac

À l'époque moderne, l'ammoniac liquide est l'engrais azoté le plus concentré et le moins cher, utilisé en agriculture pour l'ammoniac des sols grossiers et de la tourbe. Lorsque de l'ammoniac liquide est ajouté au sol, le nombre de micro-organismes augmente, mais aucune conséquence négative n'est observée, comme par exemple celle des engrais solides. La figure ci-dessous montre l'une des installations possibles pour liquéfier le gaz ammoniac à l'aide d'azote liquide.

À mesure que l’ammoniac liquide s’évapore, il absorbe beaucoup de chaleur de l’environnement et provoque un refroidissement. Cette propriété est utilisée dans les unités de réfrigération pour produire de la glace artificielle lors du stockage de produits alimentaires périssables. De plus, il est utilisé pour geler les sols lors de la construction d’ouvrages souterrains. Les solutions aqueuses d'ammoniac sont utilisées dans l'industrie chimique (il s'agit d'un solvant industriel non aqueux), dans la pratique de laboratoire (par exemple, comme solvant dans la production électrochimique de produits chimiques), en médecine et à usage domestique.

Tout d'abord, considérons la structure de la molécule d'ammoniac NH 3. Comme vous le savez déjà, au niveau d’énergie externe, les atomes d’azote contiennent cinq électrons, dont trois non appariés. Ce sont eux qui participent à la formation de trois liaisons covalentes avec trois atomes d'hydrogène lors de la formation de la molécule d'ammoniac NH 3.

Trois paires d'électrons communes sont déplacées vers l'atome d'azote le plus électronégatif, et comme la molécule d'ammoniac a la forme d'une pyramide triangulaire (Fig. 128), à la suite du déplacement des paires d'électrons, un dipôle apparaît, c'est-à-dire une molécule avec deux poteaux.

Riz. 128.
La structure de la molécule d'ammoniac

Les molécules d'ammoniac (dans l'ammoniac liquide) interagissent en se liant les unes aux autres :

Ce type particulier de liaison intermoléculaire chimique, comme vous le savez déjà, est appelé liaison hydrogène.

L'ammoniac est un gaz incolore à l'odeur âcre, presque deux fois plus légère que l'air. L'ammoniac ne doit pas être inhalé pendant de longues périodes car il est toxique. Ce gaz se liquéfie facilement à une pression normale et à une température de -33,4 °C. Lorsque l’ammoniac liquide s’évapore de l’environnement, une grande quantité de chaleur est absorbée, c’est pourquoi l’ammoniac est utilisé dans les unités de réfrigération.

L'ammoniac est très soluble dans l'eau : à 20 °C, environ 710 volumes d'ammoniac se dissolvent dans 1 volume d'eau (Fig. 129). Une solution aqueuse concentrée (25 % en poids) d'ammoniaque est appelée ammoniaque ou eau ammoniaquée, et une solution d'ammoniaque à 10 % utilisée en médecine est appelée ammoniaque. Dans une solution aqueuse d'ammoniac, un composé faible se forme - l'ammoniac hydraté NH 3 H 2 O.

Riz. 129.
« Fontaine d'ammoniac » (dissolution de l'ammoniac dans l'eau)

Si vous ajoutez quelques gouttes de phénolphtaléine à une solution d'ammoniaque, la solution deviendra cramoisie, indiquant un environnement alcalin. La réaction alcaline des solutions aqueuses d'ammoniac s'explique par la présence d'ions hydroxyde OH - :

Si une solution d'ammoniaque colorée à la phénolphtaléine est chauffée, la couleur disparaîtra (pourquoi ?).

Expérience de laboratoire n°30
Étudier les propriétés de l'ammoniac

L'ammoniac réagit avec les acides pour former des sels d'ammonium. Cette interaction peut être observée dans l'expérience suivante : approchez une tige de verre ou un verre humidifié avec une solution d'ammoniaque avec une autre tige ou un verre humidifié avec de l'acide chlorhydrique - une épaisse fumée blanche apparaîtra (Fig. 130) :

Riz. 130.
"Fumer sans feu"

Croyez donc après ce dicton qu'il n'y a pas de fumée sans feu.

Une solution aqueuse d'ammoniac et de sels d'ammonium contient un ion spécial - cation ammonium NH + 4, qui joue le rôle d'un cation métallique. L'ion ammonium est formé à la suite de la formation d'une liaison covalente entre un atome d'azote ayant une paire d'électrons libres (solitaires) et un cation hydrogène, qui passe à l'ammoniac à partir de molécules d'acide ou d'eau :

Lorsqu'un ion ammonium est formé, le donneur d'une paire d'électrons libres est l'atome d'azote de l'ammoniac et l'accepteur est le cation hydrogène d'un acide ou de l'eau.

Vous pouvez prédire vous-même une autre propriété chimique de l'ammoniac si vous faites attention à l'état d'oxydation des atomes d'azote qu'il contient, à savoir -3. Bien entendu, l’ammoniac est l’agent réducteur le plus puissant, c’est-à-dire que ses atomes d’azote ne peuvent que céder des électrons, mais pas les accepter. Ainsi, l'ammoniac peut être oxydé soit en azote libre (sans la participation d'un catalyseur) :

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

ou à l'oxyde d'azote (II) (en présence d'un catalyseur) :

Dans l'industrie, l'ammoniac est produit par synthèse à partir d'azote et d'hydrogène (Fig. 131).

Riz. 131.
Installation industrielle (a) et schéma de production industrielle d'ammoniac (b)

En laboratoire, l'ammoniac est obtenu par action de la chaux éteinte Ca(OH) 2 sur des sels d'ammonium, le plus souvent du chlorure d'ammonium :

Le gaz est recueilli dans un récipient renversé et se reconnaît soit à l'odeur, soit au bleuissement du papier de tournesol rouge mouillé, soit à l'apparition d'une fumée blanche lorsqu'on y introduit un bâton imbibé d'acide chlorhydrique.

L'ammoniac et ses sels sont largement utilisés dans l'industrie et la technologie, l'agriculture et la vie quotidienne. Leurs principaux domaines d'application sont présentés dans la figure 132.

Riz. 132.
Application d'ammoniac et de sels d'ammonium :
1.2 - dans les groupes frigorifiques ; 3 - production d'engrais minéraux ; 4 - production d'acide nitrique ; 5 - pour le soudage ; 6 - production d'explosifs ; 7 - en médecine et dans la vie quotidienne (ammoniac)

Nouveaux mots et concepts

1. La structure de la molécule d'ammoniac.
2. Liaison hydrogène.
3. Propriétés de l'ammoniac : interaction avec l'eau, les acides et l'oxygène.
4. Mécanisme donneur-accepteur pour la formation d’ions ammonium.
5. Réception, collecte et reconnaissance de l'ammoniac.

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Vous savez que les atomes peuvent se combiner les uns avec les autres pour former des substances simples et complexes. Dans ce cas, différents types de liaisons chimiques se forment : ionique, covalent (non polaire et polaire), métallique et hydrogène. L'une des propriétés les plus essentielles des atomes d'éléments qui détermine le type de liaison qui se forme entre eux - ionique ou covalente - C'est l'électronégativité, c'est-à-dire la capacité des atomes d’un composé à attirer les électrons.

Une évaluation quantitative conditionnelle de l'électronégativité est donnée par l'échelle d'électronégativité relative.

Au cours des périodes, il existe une tendance générale à l'augmentation de l'électronégativité des éléments et, dans les groupes, à leur diminution. Les éléments sont disposés en rangée en fonction de leur électronégativité, sur la base de laquelle l'électronégativité des éléments situés à différentes périodes peut être comparée.

Le type de liaison chimique dépend de l'ampleur de la différence entre les valeurs d'électronégativité des atomes de connexion des éléments. Plus les atomes des éléments formant la liaison diffèrent en électronégativité, plus la liaison chimique est polaire. Il est impossible de tracer une frontière nette entre les types de liaisons chimiques. Dans la plupart des composés, le type de liaison chimique est intermédiaire ; par exemple, une liaison chimique covalente hautement polaire est proche d'une liaison ionique. Selon le cas limite dans lequel une liaison chimique est la plus proche, elle est classée comme une liaison ionique ou polaire covalente.

Une liaison ionique est formée par l'interaction d'atomes qui diffèrent fortement les uns des autres en termes d'électronégativité. Par exemple, les métaux typiques lithium (Li), sodium (Na), potassium (K), calcium (Ca), strontium (Sr), baryum (Ba) forment des liaisons ioniques avec des non-métaux typiques, principalement des halogènes.

En plus des halogénures de métaux alcalins, des liaisons ioniques se forment également dans des composés tels que les alcalis et les sels. Par exemple, dans l'hydroxyde de sodium (NaOH) et le sulfate de sodium (Na 2 SO 4), les liaisons ioniques n'existent qu'entre les atomes de sodium et d'oxygène (les liaisons restantes sont covalentes polaires).

Lorsque des atomes ayant la même électronégativité interagissent, des molécules avec une liaison covalente non polaire se forment. Une telle connexion existe dans les molécules des substances simples suivantes : H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Les liaisons chimiques dans ces gaz sont formées par des paires d'électrons partagées, c'est-à-dire lorsque les nuages ​​d'électrons correspondants se chevauchent, en raison de l'interaction électron-nucléaire, qui se produit lorsque les atomes se rapprochent.

Lors de la composition de formules électroniques de substances, il ne faut pas oublier que chaque paire d'électrons commune est une image conventionnelle d'une densité électronique accrue résultant du chevauchement des nuages ​​​​d'électrons correspondants.

Lorsque des atomes interagissent, dont les valeurs d'électronégativité diffèrent, mais pas fortement, la paire d'électrons commune se déplace vers un atome plus électronégatif. Il s’agit du type de liaison chimique le plus courant, présent dans les composés inorganiques et organiques.

Les liaisons covalentes incluent également pleinement les liaisons formées par un mécanisme donneur-accepteur, par exemple dans les ions hydronium et ammonium.

Connexion métallique.

La liaison formée à la suite de l’interaction d’électrons relativement libres avec des ions métalliques est appelée liaison métallique. Ce type de liaison est caractéristique des substances simples - les métaux.

L'essence du processus de formation des liaisons métalliques est la suivante : les atomes métalliques cèdent facilement des électrons de valence et se transforment en ions chargés positivement. Les électrons relativement libres détachés de l’atome se déplacent entre les ions métalliques positifs. Une liaison métallique naît entre eux, c'est-à-dire Les électrons, pour ainsi dire, cimentent les ions positifs du réseau cristallin des métaux.

Liaison hydrogène.

Liaison qui se forme entre les atomes d'hydrogène d'une molécule et un atome d'un élément fortement électronégatif.(O,N,F) une autre molécule est appelée liaison hydrogène.

La question peut se poser : pourquoi l’hydrogène forme-t-il une liaison chimique si spécifique ?

Cela s'explique par le fait que le rayon atomique de l'hydrogène est très petit. De plus, lors du déplacement ou du don complet de son seul électron, l'hydrogène acquiert une charge positive relativement élevée, grâce à laquelle l'hydrogène d'une molécule interagit avec des atomes d'éléments électronégatifs qui ont une charge négative partielle qui entre dans la composition d'autres molécules (HF , H 2 O, NH 3) .

Regardons quelques exemples. Nous représentons généralement la composition de l'eau par la formule chimique H 2 O. Cependant, cela n'est pas tout à fait exact. Il serait plus correct de désigner la composition de l'eau par la formule (H 2 O)n, où n = 2,3,4, etc. Cela s'explique par le fait que les molécules d'eau individuelles sont reliées les unes aux autres par des liaisons hydrogène .

Les liaisons hydrogène sont généralement désignées par des points. Elle est beaucoup plus faible que les liaisons ioniques ou covalentes, mais plus forte que les interactions intermoléculaires ordinaires.

La présence de liaisons hydrogène explique l’augmentation du volume d’eau avec la diminution de la température. Cela est dû au fait qu’à mesure que la température diminue, les molécules deviennent plus fortes et donc la densité de leur « packing » diminue.

Lors de l'étude de la chimie organique, la question suivante s'est posée : pourquoi les points d'ébullition des alcools sont-ils bien plus élevés que ceux des hydrocarbures correspondants ? Cela s'explique par le fait que des liaisons hydrogène se forment également entre les molécules d'alcool.

Une augmentation du point d'ébullition des alcools se produit également en raison de l'élargissement de leurs molécules.

La liaison hydrogène est également caractéristique de nombreux autres composés organiques (phénols, acides carboxyliques, etc.). Grâce aux cours de chimie organique et de biologie générale, vous savez que la présence d'une liaison hydrogène explique la structure secondaire des protéines, la structure de la double hélice de l'ADN, c'est à dire le phénomène de complémentarité.