Nh3 yra cheminės jungties rūšis. Kokios yra medžiagos NH3 savybės ir pavadinimas? Metalinė jungtis

APIBRĖŽIMAS

Amoniakas- vandenilio nitridas.

Formulė – NH3. Molinė masė – 17 g/mol.

Fizinės amoniako savybės

Amoniakas (NH 3) yra bespalvės dujos, turinčios aštrų kvapą („amoniako kvapas“), lengvesnės už orą, gerai tirpios vandenyje (vienas tūris vandens ištirps iki 700 tūrių amoniako). Koncentruotame amoniako tirpale yra 25% (masės) amoniako, o jo tankis yra 0,91 g/cm 3 .

Ryšiai tarp atomų amoniako molekulėje yra kovalentiniai. Bendras AB 3 molekulės vaizdas. Visos azoto atomo valentinės orbitalės patenka į hibridizaciją, todėl amoniako molekulės hibridizacijos tipas yra sp 3. Amoniakas turi AB 3 E tipo geometrinę struktūrą – trikampę piramidę (1 pav.).

Ryžiai. 1. Amoniako molekulės sandara.

Cheminės amoniako savybės

Chemiškai amoniakas yra gana aktyvus: reaguoja su daugeliu medžiagų. Azoto oksidacijos laipsnis amoniake „-3“ yra minimalus, todėl amoniakas pasižymi tik redukuojančiomis savybėmis.

Kaitinant amoniaką halogenais, sunkiųjų metalų oksidais ir deguonimi, susidaro azotas:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

Esant katalizatoriui, amoniakas gali būti oksiduojamas iki azoto oksido (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (katalizatorius – platina)

Skirtingai nuo VI ir VII grupių nemetalų vandenilio junginių, amoniakas neturi rūgščių savybių. Tačiau jo molekulėje esantys vandenilio atomai vis dar gali būti pakeisti metalo atomais. Kai vandenilis visiškai pakeičiamas metalu, susidaro junginiai, vadinami nitridais, kuriuos taip pat galima gauti tiesiogiai sąveikaujant azotui su metalu aukštoje temperatūroje.

Pagrindinės amoniako savybės yra dėl to, kad azoto atome yra vieniša elektronų pora. Amoniako tirpalas vandenyje yra šarminis:

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

Kai amoniakas sąveikauja su rūgštimis, susidaro amonio druskos, kurios kaitinant suyra:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (kai kaitinama)

Amoniako gamyba

Yra pramoniniai ir laboratoriniai amoniako gamybos metodai. Laboratorijoje amoniakas gaunamas šarmams veikiant amonio druskų tirpalus kaitinant:

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

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

Ši reakcija yra kokybiška amonio jonams.

Amoniako panaudojimas

Amoniako gamyba yra vienas iš svarbiausių technologinių procesų visame pasaulyje. Kasmet pasaulyje pagaminama apie 100 milijonų tonų amoniako. Amoniakas išsiskiria skystu pavidalu arba 25% vandeninio tirpalo – amoniako vandens – pavidalu. Pagrindinės amoniako panaudojimo sritys – azoto rūgšties (vėliau azoto turinčių mineralinių trąšų gamyba), amonio druskų, karbamido, heksamino, sintetinių pluoštų (nailono ir nailono) gamyba. Amoniakas naudojamas kaip šaltnešis pramoniniuose šaldymo įrenginiuose ir kaip balinimo priemonė medvilnės, vilnos ir šilko valymui ir dažymui.

Problemų sprendimo pavyzdžiai

1 PAVYZDYS

3.3.1 Kovalentinis ryšys yra dviejų centrų, dviejų elektronų ryšys, susidaręs dėl elektronų debesų, nešančių nesuporuotus elektronus su antilygiagrečiais sukiniais, persidengimo. Paprastai jis susidaro tarp vieno cheminio elemento atomų.

Jam kiekybiškai būdingas valentingumas. Elemento valentingumas - tai jo gebėjimas sudaryti tam tikrą skaičių cheminių jungčių dėl laisvųjų elektronų, esančių atominėje valentinėje juostoje.

Kovalentinį ryšį sudaro tik elektronų pora, esanti tarp atomų. Tai vadinama padalinta pora. Likusios elektronų poros vadinamos vienišomis poromis. Jie užpildo apvalkalus ir nedalyvauja įrišime. Ryšį tarp atomų gali atlikti ne tik viena, bet ir dvi ir net trys padalintos poros. Tokios jungtys vadinamos dvigubai ir tt spiečius – kelios jungtys.

3.3.1.1 Kovalentinis nepolinis ryšys. Ryšys, pasiekiamas formuojant elektronų poras, kurios vienodai priklauso abiem atomams, vadinamas kovalentinis nepolinis. Jis atsiranda tarp atomų, kurių elektronegatyvumas praktiškai vienodas (0,4 > ΔEO > 0) ir dėl to vienodas elektronų tankio pasiskirstymas tarp homobranduolių molekulių atomų branduolių. Pavyzdžiui, H 2, O 2, N 2, Cl 2 ir tt Tokių ryšių dipolio momentas lygus nuliui. CH jungtis sočiuosiuose angliavandeniliuose (pavyzdžiui, CH 4) laikoma praktiškai nepoline, nes ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalentinis polinis ryšys. Jeigu molekulę sudaro du skirtingi atomai, tai elektronų debesų (orbitalių) persidengimo zona pasislenka link vieno iš atomų, ir toks ryšys vadinamas poliarinis . Esant tokiam ryšiui, tikimybė rasti elektronus šalia vieno iš atomų branduolio yra didesnė. Pavyzdžiui, HCl, H2S, PH 3.

Polinis (nesimetrinis) kovalentinis ryšys - ryšys tarp atomų, turinčių skirtingą elektronegatyvumą (2 > ΔEO > 0,4) ir asimetrinį bendros elektronų poros pasiskirstymą. Paprastai jis susidaro tarp dviejų nemetalų.

Tokio ryšio elektronų tankis pasislenka link labiau elektronneigiamo atomo, dėl to ant jo atsiranda dalinis neigiamas krūvis (delta minus), o dalinis teigiamas krūvis (delta plius) ant mažesnio. elektronneigiamas atomas.

C  .

Elektronų poslinkio kryptis taip pat nurodoma rodykle:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Kuo didesnis surištų atomų elektronegatyvumo skirtumas, tuo didesnis jungties poliškumas ir didesnis jo dipolio momentas. Tarp priešingų ženklų dalinių krūvių veikia papildomos traukos jėgos. Todėl kuo poliškesnis ryšys, tuo jis stipresnis.

Išskyrus poliarizuotumas kovalentinis ryšys turi turtą prisotinimas – atomo gebėjimas sudaryti tiek kovalentinių ryšių, kiek turi energetiškai prieinamų atominių orbitalių. Trečioji kovalentinio ryšio savybė yra jos kryptis.

3.3.2 Joninis ryšys. Jo formavimosi varomoji jėga yra tas pats atomų troškimas okteto apvalkalui. Tačiau kai kuriais atvejais toks „okteto“ apvalkalas gali atsirasti tik tada, kai elektronai perkeliami iš vieno atomo į kitą. Todėl, kaip taisyklė, tarp metalo ir nemetalo susidaro joninis ryšys.

Apsvarstykite, kaip pavyzdį, reakciją tarp natrio (3s 1) ir fluoro (2s 2 3s 5) atomų. NaF junginio elektronegatyvumo skirtumas

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natris, atidavęs savo 3s 1 elektroną fluorui, tampa Na + jonu ir lieka su užpildytu 2s 2 2p 6 apvalkalu, kuris atitinka neono atomo elektroninę konfigūraciją. Fluoras įgyja lygiai tokią pat elektroninę konfigūraciją, priimdamas vieną natrio dovanojamą elektroną. Dėl to tarp priešingai įkrautų jonų atsiranda elektrostatinės patrauklios jėgos.

Joninis ryšys – ekstremalus poliarinio kovalentinio ryšio atvejis, pagrįstas elektrostatiniu jonų pritraukimu. Toks ryšys atsiranda, kai yra didelis susijungusių atomų elektronegatyvumo skirtumas (EO > 2), kai mažiau elektronegatyvus atomas beveik visiškai atsisako savo valentinius elektronus ir virsta katijonu, o prisijungia kitas, labiau elektronegatyvus atomas. šie elektronai tampa anijonu. Priešingo ženklo jonų sąveika nepriklauso nuo krypties, o Kulono jėgos neturi soties savybės. Dėl to joninis ryšys neturi erdvės sutelkti dėmesį Ir prisotinimas , nes kiekvienas jonas yra susietas su tam tikru skaičiumi priešionių (jonų koordinacinis skaičius). Todėl joniniais ryšiais sujungti junginiai neturi molekulinės struktūros ir yra kietos medžiagos, sudarančios jonines kristalines gardeles, turinčios aukštą lydymosi ir virimo temperatūrą, jos yra labai polinės, dažnai panašios į druską, o vandeniniuose tirpaluose laidūs elektrai. Pavyzdžiui, MgS, NaCl, A2O3. Praktiškai nėra junginių su grynai joniniais ryšiais, nes tam tikras kovalentiškumo kiekis visada išlieka dėl to, kad nepastebėtas visiškas vieno elektrono perkėlimas į kitą atomą; „joniškiausiose“ medžiagose jungčių joniškumo dalis neviršija 90%. Pavyzdžiui, NaF jungties poliarizacija yra apie 80%.

Organiniuose junginiuose joniniai ryšiai yra gana reti, nes Anglies atomas nėra linkęs nei prarasti, nei įgyti elektronų, kad sudarytų jonus.

Valencija Labai dažnai apibūdinami junginių su joniniais ryšiais elementai oksidacijos būsena , kuris savo ruožtu atitinka elemento jono krūvio vertę tam tikrame junginyje.

Oksidacijos būsena - tai sąlyginis krūvis, kurį atomas įgyja perskirstydamas elektronų tankį. Kiekybiškai jis apibūdinamas elektronų, perkeltų iš mažiau elektroneigiamo elemento į labiau elektroneigiamą, skaičiumi. Iš elemento, kuris atsisakė savo elektronus, susidaro teigiamai įkrautas jonas, o iš elemento, kuris priėmė šiuos elektronus, susidaro neigiamas jonas.

Elementas, esantis aukščiausia oksidacijos būsena (maksimaliai teigiamas), jau atsisakė visų savo valentinių elektronų, esančių AVZ. Ir kadangi jų skaičius nustatomas pagal grupės, kurioje yra elementas, numerį, tada aukščiausia oksidacijos būsena daugumai elementų ir bus lygūs grupės numeris . Kalbant apie žemiausia oksidacijos būsena (didžiausias neigiamas), tada jis pasirodo formuojant aštuonių elektronų apvalkalą, tai yra, kai AVZ yra visiškai užpildytas. Dėl nemetalai jis apskaičiuojamas pagal formulę Grupės numeris – 8 . Dėl metalai lygus nulis , nes jie negali priimti elektronų.

Pavyzdžiui, sieros AVZ yra tokia: 3s 2 3p 4. Jei atomas atiduos visus savo elektronus (šešis), jis įgis aukščiausią oksidacijos būseną +6 , lygus grupės numeriui VI , jei prireiks dviejų būtinų stabiliam apvalkalui užbaigti, jis įgis žemiausią oksidacijos būseną –2 , lygus Grupės skaičius – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metalo jungtis. Dauguma metalų turi keletą savybių, kurios yra bendro pobūdžio ir skiriasi nuo kitų medžiagų savybių. Tokios savybės yra palyginti aukšta lydymosi temperatūra, gebėjimas atspindėti šviesą, didelis šilumos ir elektros laidumas. Šios savybės paaiškinamos tuo, kad egzistuoja ypatinga metalų sąveikos rūšis – metalinė jungtis.

Pagal savo vietą periodinėje lentelėje metalų atomai turi nedidelį skaičių valentinių elektronų, kurie yra gana silpnai surišti su savo branduoliais ir gali būti lengvai nuo jų atskirti. Dėl to metalo kristalinėje gardelėje atsiranda teigiamai įkrauti jonai, lokalizuoti tam tikrose kristalinės gardelės padėtyse, ir daug delokalizuotų (laisvųjų) elektronų, gana laisvai judančių teigiamų centrų lauke ir bendraujantys tarp visų metalų. atomų dėl elektrostatinės traukos.

Tai yra svarbus skirtumas tarp metalinių ryšių ir kovalentinių ryšių, kurie turi griežtą orientaciją erdvėje. Surišimo jėgos metaluose nėra lokalizuotos ar nukreiptos, o laisvieji elektronai, sudarantys „elektronų dujas“, sukelia didelį šilumos ir elektros laidumą. Todėl šiuo atveju negalima kalbėti apie ryšių kryptį, nes valentiniai elektronai kristale pasiskirsto beveik tolygiai. Tai paaiškina, pavyzdžiui, metalų plastiškumą, t.y. galimybę jonus ir atomus pasislinkti bet kuria kryptimi.

3.3.4 Donoro ir akceptoriaus ryšys. Be kovalentinio ryšio susidarymo mechanizmo, pagal kurį bendra elektronų pora atsiranda dėl dviejų elektronų sąveikos, yra ir specialus donoro-akceptoriaus mechanizmas . Tai slypi tame, kad kovalentinis ryšys susidaro dėl jau esamos (vienišos) elektronų poros perėjimo. donoras (elektronų tiekėjas) bendram donoro naudojimui ir priėmėjas (laisvosios atominės orbitos tiekėjas).

Susiformavęs jis niekuo nesiskiria nuo kovalentinio. Donoro-akceptoriaus mechanizmą gerai iliustruoja amonio jonų susidarymo schema (9 pav.) (žvaigždutės žymi azoto atomo išorinio lygio elektronus):

9 pav. – Amonio jonų susidarymo schema

Azoto atomo ABZ elektroninė formulė yra 2s 2 2p 3, tai yra, ji turi tris nesuporuotus elektronus, kurie sudaro kovalentinį ryšį su trimis vandenilio atomais (1s 1), kurių kiekvienas turi po vieną valentinį elektroną. Tokiu atveju susidaro amoniako molekulė NH 3, kurioje sulaikoma vieniša azoto elektronų pora. Jei vandenilio protonas (1s 0), neturintis elektronų, priartėja prie šios molekulės, azotas perduos savo elektronų porą (donorą) į šią vandenilio atominę orbitą (akceptorių), todėl susidarys amonio jonas. Jame kiekvienas vandenilio atomas yra sujungtas su azoto atomu bendra elektronų pora, iš kurių vienas įgyvendinamas donoro-akceptoriaus mechanizmu. Svarbu pažymėti, kad H-N ryšiai, suformuoti skirtingais mechanizmais, neturi jokių savybių skirtumų. Šis reiškinys atsiranda dėl to, kad jungties susidarymo momentu azoto atomo 2s ir 2p elektronų orbitos keičia savo formą. Dėl to atsiranda keturios lygiai tokios pat formos orbitos.

Donorai dažniausiai yra atomai, turintys daug elektronų, tačiau turintys nedaug nesuporuotų elektronų. II periodo elementams, be azoto atomo, tokia galimybė yra deguoniui (dvi pavienės poros) ir fluorui (trys pavienės poros). Pavyzdžiui, vandenilio jonas H + vandeniniuose tirpaluose niekada nėra laisvos būsenos, nes vandenilio jonas H 3 O + visada susidaro iš vandens molekulių H 2 O ir H + jono Vandenio jono yra visuose vandeniniuose tirpaluose , nors kad būtų lengviau rašyti, išsaugomas simbolis H+.

3.3.5 Vandenilinė jungtis. Vandenilio atomas, susietas su stipriai elektronegatyviu elementu (azotu, deguonimi, fluoru ir kt.), kuris „traukia“ ant savęs bendrą elektronų porą, patiria elektronų trūkumą ir įgyja efektyvų teigiamą krūvį. Todėl jis gali sąveikauti su kito elektronų neigiamo atomo (kuris įgyja efektyvų neigiamą krūvį) vieniša elektronų pora to paties (vidumolekulinio ryšio) arba kitos molekulės (tarpmolekulinis ryšys). Dėl to yra vandenilinė jungtis , kuris grafiškai pažymėtas taškais:

Šis ryšys yra daug silpnesnis nei kiti cheminiai ryšiai (jo susidarymo energija yra 10 – 40 kJ/mol) ir daugiausia turi iš dalies elektrostatinį, iš dalies donoro-akceptoriaus pobūdį.

Vandenilio jungtis atlieka itin svarbų vaidmenį biologinėse makromolekulėse, tokiuose neorganiniuose junginiuose kaip H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Pavyzdžiui, O-H ryšiai H2O yra pastebimai polinio pobūdžio, su deguonies atomo neigiamo krūvio – pertekliumi. Vandenilio atomas, priešingai, įgyja nedidelį teigiamą krūvį  + ir gali sąveikauti su vienišomis kaimyninės vandens molekulės deguonies atomo elektronų poromis.

Sąveika tarp vandens molekulių pasirodo gana stipri, todėl net vandens garuose yra dimerų ir trimerių kompozicijos (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 ir kt. Tirpaluose susidaro ilgos asocijuotų grandinių grandinės. Šis tipas gali pasirodyti:

nes deguonies atomas turi dvi pavienes elektronų poras.

Vandenilio jungčių buvimas paaiškina aukštą vandens, alkoholių ir karboksirūgščių virimo temperatūrą. Dėl vandenilinių jungčių vanduo pasižymi tokia aukšta lydymosi ir virimo temperatūra, lyginant su H 2 E (E = S, Se, Te). Jei nebūtų vandenilinių jungčių, vanduo ištirptų –100 °C temperatūroje ir virtų –80 °C temperatūroje. Tipiški susiejimo atvejai stebimi alkoholiams ir organinėms rūgštims.

Vandenilio ryšiai gali atsirasti tiek tarp skirtingų molekulių, tiek molekulėje, jei šioje molekulėje yra grupių, turinčių donorų ir akceptorių gebėjimus. Pavyzdžiui, būtent intramolekuliniai vandenilio ryšiai atlieka pagrindinį vaidmenį formuojantis peptidinėms grandinėms, kurios lemia baltymų struktūrą. H-ryšiai veikia fizines ir chemines medžiagos savybes.

Kitų elementų atomai nesudaro vandenilinių ryšių , kadangi priešingų poliarinių ryšių dipolių galų (O-H, N-H ir kt.) elektrostatinės traukos jėgos yra gana silpnos ir veikia tik nedideliais atstumais. Vandenilis, turintis mažiausią atominį spindulį, leidžia tokiems dipoliams taip priartėti, kad traukos jėgos tampa pastebimos. Joks kitas elementas, turintis didelį atominį spindulį, negali sudaryti tokių ryšių.

3.3.6 Tarpmolekulinės sąveikos jėgos (van der Waals jėgos). 1873 metais olandų mokslininkas I. Van der Waalsas pasiūlė, kad egzistuoja jėgos, sukeliančios trauką tarp molekulių. Vėliau šios pajėgos buvo pavadintos van der Waals pajėgomis – universaliausias tarpmolekulinio ryšio tipas. Van der Waals jungties energija yra mažesnė nei vandenilio jungties ir sudaro 2–20 kJ/∙mol.

Priklausomai nuo atsiradimo būdo, jėgos skirstomos į:

1) orientacinis (dipolis-dipolis arba jonas-dipolis) – atsiranda tarp polinių molekulių arba tarp jonų ir polinių molekulių. Kai polinės molekulės artėja viena prie kitos, jos orientuojasi taip, kad vieno dipolio teigiama pusė būtų nukreipta į kito dipolio neigiamą pusę (10 pav.).

2) indukcija (dipolis - sukeltas dipolis arba jonų sukeltas dipolis) - atsiranda tarp polinių molekulių arba jonų ir nepolinių molekulių, tačiau gali poliarizuotis. Dipoliai gali paveikti nepolines molekules, paversdami jas nurodytais (indukuotais) dipoliais. (11 pav.).

3) dispersinis (indukuotas dipolis - sukeltas dipolis) - atsiranda tarp nepolinių molekulių, galinčių poliarizuotis. Bet kurioje tauriųjų dujų molekulėje ar atome atsiranda elektrinio tankio svyravimai, dėl kurių atsiranda momentiniai dipoliai, kurie savo ruožtu sukelia momentinius dipolius kaimyninėse molekulėse. Momentinių dipolių judėjimas tampa nuoseklus, jų atsiradimas ir irimas vyksta sinchroniškai. Dėl momentinių dipolių sąveikos sistemos energija mažėja (12 pav.).

NH3 yra viena iš labiausiai žinomų ir naudingiausių cheminių medžiagų. Jis buvo plačiai pritaikytas žemės ūkio pramonėje ir už jos ribų. Jis išsiskiria unikaliomis cheminėmis savybėmis, dėl kurių jis naudojamas įvairiose pramonės šakose.

Kas yra NH3

NH 3 žino net patys chemijos neišmanantys žmonės. Tai amoniakas. Amoniakas (NH 3) kitaip vadinamas vandenilio nitridu ir normaliomis sąlygomis yra bespalvės dujos, turinčios ryškų šiai medžiagai būdingą kvapą. Taip pat verta paminėti, kad NH 3 dujos (vadinamos amoniaku) yra beveik dvigubai lengvesnės už orą!

Be dujų, tai gali būti skystis, kurio temperatūra yra apie 70 ° C, arba būti tirpalo (amoniako tirpalo) pavidalu. Skiriamasis skysto NH 3 bruožas yra gebėjimas ištirpinti D.I. I ir II pagrindinių pogrupių metalus (tai yra šarminius ir šarminius žemių metalus), taip pat magnį, aliuminį, eropį. ir iterbis. Skirtingai nuo vandens, skystas amoniakas nesąveikauja su minėtais elementais, o veikia būtent kaip tirpiklis. Ši savybė leidžia išgarinant tirpiklį (NH 3) metalus išskirti jų pradine forma. Žemiau esančiame paveikslėlyje galite pamatyti, kaip atrodo skystame amoniake ištirpintas natris.

Kaip atrodo amoniakas, kalbant apie cheminius ryšius?

Amoniako (NH 3) diagramą ir jo erdvinę struktūrą ryškiausiai parodo trikampė piramidė. Amoniako „piramidės“ viršuje yra azoto atomas (paryškintas mėlyna spalva), kaip matyti toliau pateiktame paveikslėlyje.

Medžiagos, vadinamos amoniaku (NH 3), atomus laiko vandenilio ryšiai, kaip ir vandens molekulėje. Tačiau labai svarbu atsiminti, kad ryšiai amoniako molekulėje yra silpnesni nei vandens molekulėje. Tai paaiškina, kodėl NH 3 lydymosi ir virimo taškai yra žemesni, palyginti su H 2 O.

Cheminės savybės

Dažniausi 2 NH 3 medžiagos, vadinamos amoniaku, gamybos būdai. Pramonėje naudojamas vadinamasis Haber procesas, kurio esmė yra surišti oro azotą ir vandenilį (gaunamą iš metano), aukštu slėgiu leidžiant šių dujų mišinį per įkaitintą katalizatorių.

Laboratorijose amoniako sintezė dažniausiai grindžiama koncentruoto amonio chlorido sąveika su kietu natrio hidroksidu.

Pereikime prie tiesioginio NH3 cheminių savybių tyrimo.

1) NH3 veikia kaip silpna bazė. Štai kodėl ši lygtis apibūdina sąveiką su vandeniu:

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

2) Be to, pagrindinėmis NH3 savybėmis grindžiamas jo gebėjimas reaguoti su rūgštimis ir sudaryti atitinkamas amonio druskas:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonio nitratas)

3) Anksčiau buvo sakoma, kad tam tikra metalų grupė tirpsta skystame amoniake. Tačiau kai kurie metalai taip pat gali ne tik ištirpti, bet ir sudaryti junginius su NH3, vadinamus amidais:

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

Na (kieta) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reakcija vykdoma naudojant geležį kaip katalizatorių)

4) Kai NH 3 sąveikauja su metalais Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, susidaro atitinkami metalų hidroksidai ir amonio katijonas:

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

5) NH 3 sąveikos su metalais Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ rezultatas dažniausiai yra atitinkami metalų kompleksai:

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

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

NH3 susidarymas ir tolesnis kelias žmogaus organizme

Gerai žinoma, kad aminorūgštys yra neatsiejama biocheminių procesų žmogaus organizme dalis. Jie yra pagrindinis NH 3, medžiagos, vadinamos amoniaku, šaltinis dėl jų oksidacinio deamininimo (dažniausiai). Deja, amoniakas yra toksiškas žmogaus organizmui, nes jis lengvai suformuoja minėtą amonio katijoną (NH 4 +), kuris kaupiasi ląstelėse. Vėliau svarbiausi biocheminiai ciklai sulėtėja ir dėl to mažėja gaminamo ATP lygis.

Nesunku atspėti, kad organizmui reikalingi mechanizmai, skirti surišti ir neutralizuoti išsiskyrusią NH 3. Žemiau esančioje diagramoje parodyti amoniako šaltiniai ir kai kurie surišimo produktai žmogaus organizme.

Taigi, trumpai tariant, amoniakas neutralizuojamas susidarant jo transportavimo formoms audiniuose (pavyzdžiui, glutaminui ir alaninui), išsiskiriant su šlapimu, vykstant karbamido biosintezei, kuris yra pagrindinis natūralus NH 3 neutralizavimo būdas žmogaus organizme. kūnas.

NH3 – medžiagos, vadinamos amoniaku, panaudojimas

Šiais laikais skystasis amoniakas yra koncentruočiausia ir pigiausia azoto trąša, naudojama žemės ūkyje stambių dirvožemių ir durpių amonikinimui. Į dirvą įpylus skysto amoniako, padaugėja mikroorganizmų, tačiau neigiamų pasekmių, kaip, pavyzdžiui, nuo kietųjų trąšų, nėra. Žemiau esančiame paveikslėlyje parodytas vienas iš galimų amoniako dujų suskystinimo skystuoju azotu įrenginių.

Skystas amoniakas išgaruodamas sugeria daug šilumos iš aplinkos ir sukelia vėsinimą. Ši savybė naudojama šaldymo įrenginiuose dirbtiniam ledui gaminti, kai laikomi greitai gendantys maisto produktai. Be to, jis naudojamas gruntui užšaldyti požeminių konstrukcijų statybos metu. Vandeniniai amoniako tirpalai naudojami chemijos pramonėje (tai pramoninis nevandeninis tirpiklis), laboratorinėje praktikoje (pvz., kaip tirpiklis chemijos produktų elektrocheminėje gamyboje), medicinoje ir buityje.

Pirmiausia panagrinėkime amoniako molekulės NH3 struktūrą. Kaip jau žinote, išoriniame energijos lygyje azoto atomuose yra penki elektronai, iš kurių trys elektronai yra nesusiję. Būtent jie dalyvauja formuojant tris kovalentinius ryšius su trimis vandenilio atomais formuojant amoniako molekulę NH 3.

Trys bendros elektronų poros pasislenka link labiau elektroneigiamo azoto atomo, o kadangi amoniako molekulė yra trikampės piramidės formos (128 pav.), dėl elektronų porų poslinkio atsiranda dipolis, t.y. molekulė su dviem. polių.

Ryžiai. 128.
Amoniako molekulės struktūra

Amoniako molekulės (skystame amoniake) sąveikauja jungdamosi viena su kita:

Šis ypatingas cheminių tarpmolekulinių jungčių tipas, kaip jau žinote, vadinamas vandeniliniu ryšiu.

Amoniakas yra bespalvės aštraus kvapo dujos, beveik dvigubai lengvesnės už orą. Amoniako negalima įkvėpti ilgą laiką, nes jis yra nuodingas. Šios dujos lengvai suskystėja esant normaliam slėgiui ir -33,4 °C temperatūrai. Skystam amoniakui išgaravus iš aplinkos, sugeriama daug šilumos, todėl šaldymo agregatuose naudojamas amoniakas.

Amoniakas gerai tirpsta vandenyje: 20 °C temperatūroje 1 tūryje vandens ištirpsta apie 710 tūrių amoniako (129 pav.). Koncentruotas (25 % masės) amoniako vandeninis tirpalas vadinamas vandeniniu amoniaku arba amoniako vandeniu, o medicinoje naudojamas 10 % amoniako tirpalas – amoniaku. Vandeniniame amoniako tirpale susidaro silpnas junginys - amoniako hidratas NH 3 H 2 O.

Ryžiai. 129.
"Amoniako fontanas" (tirpina amoniaką vandenyje)

Jei į amoniako tirpalą įlašinsite kelis lašus fenolftaleino, tirpalas taps tamsiai raudonas, o tai rodo šarminę aplinką. Vandeninių amoniako tirpalų šarminė reakcija paaiškinama hidroksido jonų OH - buvimu:

Kai kaitiname fenolftaleinu dažytą amoniako tirpalą, spalva išnyks (kodėl?).

Laboratorinis eksperimentas Nr.30
Amoniako savybių tyrimas

Amoniakas reaguoja su rūgštimis, sudarydamas amonio druskas. Šią sąveiką galima pastebėti atliekant tokį eksperimentą: amoniako tirpale sudrėkintą stiklinę lazdelę ar stiklinę pridėkite prie kitos lazdelės ar stiklinės, suvilgytos druskos rūgštimi – atsiras tiršti balti dūmai (130 pav.):

Ryžiai. 130.
"Dūmai be ugnies"

Taigi tikėkite po šio posakio, kad nėra dūmų be ugnies.

Tiek vandeniniame amoniako tirpale, tiek amonio druskose yra specialus jonas – amonio katijonas NH + 4, kuris atlieka metalo katijono vaidmenį. Amonio jonas susidaro dėl kovalentinio ryšio tarp azoto atomo, turinčio laisvą (vieną) elektronų porą, ir vandenilio katijono, kuris iš rūgšties arba vandens molekulių pereina į amoniaką:

Susidarius amonio jonui, laisvųjų elektronų poros donoras yra amoniake esantis azoto atomas, o akceptorius – rūgšties arba vandens vandenilio katijonas.

Kitą cheminę amoniako savybę galite numatyti patys, jei atkreipsite dėmesį į jame esančių azoto atomų oksidacijos būseną, būtent -3. Žinoma, amoniakas yra stipriausias reduktorius, t.y. jo azoto atomai gali tik atsisakyti elektronų, bet nepriimti jų. Taigi amoniaką galima oksiduoti iki laisvo azoto (be katalizatoriaus):

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

arba į azoto oksidą (II) (esant katalizatoriui):

Pramonėje amoniakas gaminamas sintezės būdu iš azoto ir vandenilio (131 pav.).

Ryžiai. 131.
Pramoninis įrenginys (a) ir pramoninės amoniako gamybos schema (b)

Laboratorijoje amoniakas gaunamas gesintoms kalkėms Ca(OH) 2 veikiant amonio druskas, dažniausiai amonio chloridą:

Dujos surenkamos į indą, apverstą aukštyn kojomis, ir atpažįstamos arba iš kvapo, arba iš šlapio raudono lakmuso popieriaus mėlynumo, arba pagal baltų dūmų atsiradimą, įdėjus druskos rūgštimi suvilgytą pagaliuką.

Amoniakas ir jo druskos plačiai naudojami pramonėje ir technikoje, žemės ūkyje ir kasdieniame gyvenime. Pagrindinės jų taikymo sritys parodytos 132 pav.

Ryžiai. 132.
Amoniako ir amonio druskų naudojimas:
1.2 - šaldymo įrenginiuose; 3 - mineralinių trąšų gamyba; 4 - azoto rūgšties gamyba; 5 - litavimui; 6 - sprogmenų gamyba; 7 - medicinoje ir kasdieniame gyvenime (amoniakas)

Nauji žodžiai ir sąvokos

1. Amoniako molekulės struktūra.
2. Vandenilinė jungtis.
3. Amoniako savybės: sąveika su vandeniu, rūgštimis ir deguonimi.
4. Amonio jonų susidarymo donoro-akceptoriaus mechanizmas.
5. Amoniako gavimas, rinkimas ir atpažinimas.

.

Jūs žinote, kad atomai gali jungtis vienas su kitu ir sudaryti paprastas ir sudėtingas medžiagas. Tokiu atveju susidaro įvairių tipų cheminiai ryšiai: joninės, kovalentinės (nepolinės ir polinės), metalinės ir vandenilio. Viena iš svarbiausių elementų atomų savybių, nulemiančių, koks ryšys tarp jų susidaro – joninis ar kovalentinis – Tai elektronegatyvumas, t.y. junginio atomų gebėjimas pritraukti elektronus.

Sąlyginį kiekybinį elektronegatyvumo įvertinimą duoda santykinė elektronegatyvumo skalė.

Laikotarpiais pastebima bendra tendencija elementų elektronegatyvumui didėti, o grupėse – mažėti. Elementai yra išdėstyti serijomis pagal jų elektronegatyvumą, kurios pagrindu galima palyginti elementų, esančių skirtingais laikotarpiais, elektronegatyvumą.

Cheminio ryšio tipas priklauso nuo to, koks yra elementų jungiamųjų atomų elektronegatyvumo verčių skirtumas. Kuo labiau ryšį sudarančių elementų atomai skiriasi elektronegatyvumu, tuo cheminis ryšys poliariškesnis. Neįmanoma nubrėžti aštrios ribos tarp cheminių jungčių tipų. Daugumoje junginių cheminio ryšio tipas yra tarpinis; pavyzdžiui, labai polinis kovalentinis cheminis ryšys yra artimas joniniam ryšiui. Priklausomai nuo to, kuris iš ribinių atvejų cheminis ryšys yra artimesnis, jis klasifikuojamas kaip joninis arba kovalentinis polinis ryšys.

Joninė jungtis susidaro sąveikaujant atomams, kurie labai skiriasi vienas nuo kito elektronegatyvumu. Pavyzdžiui, tipiški metalai litis (Li), natris (Na), kalis (K), kalcis (Ca), stroncis (Sr), baris (Ba) sudaro joninius ryšius su tipiniais nemetalais, daugiausia halogenais.

Be šarminių metalų halogenidų, tokiuose junginiuose kaip šarmai ir druskos taip pat susidaro joninės jungtys. Pavyzdžiui, natrio hidrokside (NaOH) ir natrio sulfate (Na 2 SO 4) joninės jungtys egzistuoja tik tarp natrio ir deguonies atomų (likę ryšiai yra poliniai kovalentiniai).

Kai sąveikauja vienodo elektronegatyvumo atomai, susidaro molekulės su kovalentiniu nepoliniu ryšiu. Toks ryšys egzistuoja šių paprastų medžiagų molekulėse: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Cheminiai ryšiai šiose dujose susidaro per bendras elektronų poras, t.y. kai atitinkami elektronų debesys persidengia, dėl elektronų ir branduolių sąveikos, kuri atsiranda atomams artėjant vienas prie kito.

Sudarant elektronines medžiagų formules reikia atsiminti, kad kiekviena bendra elektronų pora yra įprastas padidėjusio elektronų tankio vaizdas, atsirandantis dėl atitinkamų elektronų debesų persidengimo.

Kai sąveikauja atomai, kurių elektronegatyvumo reikšmės skiriasi, bet ne ryškiai, bendroji elektronų pora pereina į labiau elektronegatyvų atomą. Tai labiausiai paplitęs cheminių jungčių tipas, randamas tiek neorganiniuose, tiek organiniuose junginiuose.

Kovalentiniai ryšiai taip pat visiškai apima tuos ryšius, kurie susidaro donoro-akceptoriaus mechanizmu, pavyzdžiui, vandenilio ir amonio jonais.

Metalinė jungtis.

Ryšys, susidarantis dėl santykinai laisvųjų elektronų sąveikos su metalo jonais, vadinamas metaliniu ryšiu.Šis ryšio tipas būdingas paprastoms medžiagoms – metalams.

Metalo jungties susidarymo proceso esmė tokia: metalo atomai lengvai atsisako valentinių elektronų ir virsta teigiamai įkrautais jonais. Santykinai laisvi elektronai, atsiskyrę nuo atomo, juda tarp teigiamų metalo jonų. Tarp jų atsiranda metalinis ryšys, t.y. elektronai tarsi sucementuoja teigiamus metalų kristalinės gardelės jonus.

Vandenilinė jungtis.

Ryšys, susidarantis tarp vienos molekulės vandenilio atomų ir stipriai elektronegatyvaus elemento atomo(O,N,F) kita molekulė vadinama vandenilio jungtimi.

Gali kilti klausimas: kodėl vandenilis sudaro tokią specifinę cheminę jungtį?

Tai paaiškinama tuo, kad vandenilio atominis spindulys yra labai mažas. Be to, išstumdamas ar visiškai atiduodamas savo vienintelį elektroną, vandenilis įgauna santykinai didelį teigiamą krūvį, dėl kurio vienos molekulės vandenilis sąveikauja su elektronneigiamų elementų atomais, turinčiais dalinį neigiamą krūvį, kuris patenka į kitų molekulių sudėtį (HF). , H2O, NH3).

Pažvelkime į keletą pavyzdžių. Paprastai vandens sudėtį pateikiame chemine formule H 2 O. Tačiau tai nėra visiškai tikslu. Teisingiau būtų vandens sudėtį žymėti formule (H 2 O)n, kur n = 2,3,4 ir tt Tai paaiškinama tuo, kad atskiros vandens molekulės yra sujungtos viena su kita vandeniliniais ryšiais. .

Vandeniliniai ryšiai dažniausiai žymimi taškais. Jis yra daug silpnesnis nei joniniai ar kovalentiniai ryšiai, bet stipresnis už įprastą tarpmolekulinę sąveiką.

Vandenilio jungčių buvimas paaiškina vandens tūrio padidėjimą mažėjant temperatūrai. Taip yra dėl to, kad mažėjant temperatūrai molekulės stiprėja, todėl mažėja jų „pakavimo“ tankis.

Studijuojant organinę chemiją iškilo toks klausimas: kodėl alkoholių virimo temperatūra yra daug aukštesnė nei atitinkamų angliavandenilių? Tai paaiškinama tuo, kad vandeniliniai ryšiai susidaro ir tarp alkoholio molekulių.

Alkoholių virimo temperatūra taip pat padidėja dėl jų molekulių padidėjimo.

Vandenilinis ryšys būdingas ir daugeliui kitų organinių junginių (fenoliams, karboksirūgštims ir kt.). Iš organinės chemijos ir bendrosios biologijos kursų žinote, kad vandenilinės jungties buvimas paaiškina antrinę baltymų struktūrą, dvigubos DNR spiralės struktūrą, t.y. komplementarumo reiškinį.