Nh3 je vrsta kemične vezi. Kakšne so lastnosti in ime snovi NH3? Kovinska povezava

OPREDELITEV

amoniak- vodikov nitrid.

Formula – NH 3. Molska masa – 17 g/mol.

Fizikalne lastnosti amoniaka

Amoniak (NH 3) je brezbarven plin z ostrim vonjem (vonj po "amoniaku"), lažji od zraka, dobro topen v vodi (en volumen vode raztopi do 700 volumnov amoniaka). Koncentrirana raztopina amoniaka vsebuje 25 % (mase) amoniaka in ima gostoto 0,91 g/cm 3 .

Vezi med atomi v molekuli amoniaka so kovalentne. Splošni pogled na molekulo AB 3. Vse valenčne orbitale atoma dušika vstopijo v hibridizacijo, zato je vrsta hibridizacije molekule amoniaka sp 3. Amoniak ima geometrijsko strukturo tipa AB 3 E - trikotno piramido (slika 1).

riž. 1. Zgradba molekule amoniaka.

Kemične lastnosti amoniaka

Kemično je amoniak precej aktiven: reagira z mnogimi snovmi. Stopnja oksidacije dušika v amoniaku "-3" je minimalna, zato ima amoniak le redukcijske lastnosti.

Pri segrevanju amoniaka s halogeni, oksidi težkih kovin in kisikom nastane dušik:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

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

V prisotnosti katalizatorja lahko amoniak oksidira v dušikov oksid (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalizator - platina)

Za razliko od vodikovih spojin nekovin skupin VI in VII, amoniak ne kaže kislih lastnosti. Vendar pa je vodikove atome v njegovi molekuli še vedno mogoče zamenjati s kovinskimi atomi. Ko je vodik popolnoma zamenjan s kovino, nastanejo spojine, imenovane nitridi, ki jih lahko dobimo tudi z neposredno interakcijo dušika s kovino pri visokih temperaturah.

Glavne lastnosti amoniaka so posledica prisotnosti osamljenega para elektronov na atomu dušika. Raztopina amoniaka v vodi je alkalna:

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

Pri interakciji amoniaka s kislinami nastanejo amonijeve soli, ki se pri segrevanju razgradijo:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (pri segrevanju)

Proizvodnja amoniaka

Obstajajo industrijske in laboratorijske metode za proizvodnjo amoniaka. V laboratoriju se amoniak pridobiva z delovanjem alkalij na raztopine amonijevih soli pri segrevanju:

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

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

Ta reakcija je kvalitativna za amonijeve ione.

Uporaba amoniaka

Proizvodnja amoniaka je eden najpomembnejših tehnoloških procesov na svetu. Letno se na svetu proizvede približno 100 milijonov ton amoniaka. Amoniak se sprošča v tekoči obliki ali v obliki 25% vodne raztopine - amonijeve vode. Glavna področja uporabe amoniaka so proizvodnja dušikove kisline (naknadna proizvodnja mineralnih gnojil, ki vsebujejo dušik), amonijevih soli, sečnine, heksamina, sintetičnih vlaken (najlon in najlon). Amoniak se uporablja kot hladilno sredstvo v industrijskih hladilnih enotah in kot belilno sredstvo pri čiščenju in barvanju bombaža, volne in svile.

Primeri reševanja problemov

PRIMER 1

3.3.1 Kovalentna vez je dvocentrična dvoelektronska vez, ki nastane zaradi prekrivanja elektronskih oblakov, ki prenašajo neparne elektrone z antiparalelnimi spini. Praviloma nastane med atomi enega kemijskega elementa.

Kvantitativno ga označuje valenca. Valentnost elementa - to je njegova sposobnost, da tvori določeno število kemičnih vezi zaradi prostih elektronov, ki se nahajajo v atomskem valenčnem pasu.

Kovalentno vez tvori le par elektronov, ki se nahajata med atomi. Imenuje se split par. Preostali pari elektronov se imenujejo osamljeni pari. Polnijo lupine in ne sodelujejo pri vezavi. Povezava med atomi se lahko izvaja ne samo z enim, ampak tudi z dvema in celo tremi razdeljenimi pari. Takšne povezave imenujemo dvojno itd roj - več povezav.

3.3.1.1 Kovalentna nepolarna vez. Imenuje se vez, ki nastane s tvorbo elektronskih parov, ki enako pripadajo obema atomoma kovalentna nepolarna. Pojavlja se med atomi s praktično enako elektronegativnostjo (0,4 > ΔEO > 0) in s tem enakomerno porazdelitvijo elektronske gostote med jedri atomov v homonuklearnih molekulah. Na primer H 2, O 2, N 2, Cl 2 itd. Dipolni moment takih vezi je nič. CH vez v nasičenih ogljikovodikih (na primer v CH 4) velja za praktično nepolarno, ker ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalentna polarna vez.Če molekulo sestavljata dva različna atoma, se območje prekrivanja elektronskih oblakov (orbital) premakne proti enemu od atomov in tako vez imenujemo polarni . S takšno vezjo je verjetnost, da najdemo elektrone v bližini jedra enega od atomov, večja. Na primer HCl, H 2 S, PH 3.

Polarna (nesimetrična) kovalentna vez - vez med atomi z različno elektronegativnostjo (2 > ΔEO > 0,4) in asimetrično porazdelitvijo skupnega elektronskega para. Običajno se tvori med dvema nekovinama.

Elektronska gostota takšne vezi se premakne proti bolj elektronegativnemu atomu, kar povzroči na njem delni negativni naboj (delta minus), na manj pa delni pozitivni naboj (delta plus). elektronegativni atom.

C ?

Smer premika elektronov je označena tudi s puščico:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Večja kot je razlika v elektronegativnosti vezanih atomov, večja je polarnost vezi in večji je njen dipolni moment. Dodatne privlačne sile delujejo med delnimi naboji nasprotnega predznaka. Zato bolj ko je vez polarna, močnejša je.

Razen polarizabilnost kovalentna vez ima lastnino nasičenost – sposobnost atoma, da tvori toliko kovalentnih vezi, kolikor ima energijsko razpoložljivih atomskih orbital. Tretja lastnost kovalentne vezi je njena smer.

3.3.2 Ionska vez. Gonilna sila njegovega nastanka je ista želja atomov po lupini okteta. Toda v nekaterih primerih lahko takšna "oktetna" lupina nastane le, ko se elektroni prenesejo iz enega atoma v drugega. Zato med kovino in nekovino praviloma nastane ionska vez.

Razmislite kot primer o reakciji med atomoma natrija (3s 1) in fluora (2s 2 3s 5). Razlika v elektronegativnosti spojine NaF

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrij, ki odda svoj 3s 1 elektron fluoru, postane Na + ion in ostane z napolnjeno 2s 2 2p 6 lupino, ki ustreza elektronski konfiguraciji atoma neona. Fluor pridobi popolnoma enako elektronsko konfiguracijo, ko sprejme en elektron, ki ga daruje natrij. Posledično se med nasprotno nabitimi ioni pojavijo elektrostatične privlačne sile.

Ionska vez - skrajni primer polarne kovalentne vezi, ki temelji na elektrostatičnem privlačenju ionov. Takšna vez nastane ob veliki razliki v elektronegativnosti vezanih atomov (EO > 2), ko manj elektronegativen atom skoraj v celoti odda svoje valenčne elektrone in se spremeni v kation, drug, bolj elektronegativen atom pa se pripne. te elektrone in postane anion. Interakcija ionov nasprotnega znaka ni odvisna od smeri, Coulombove sile pa nimajo lastnosti nasičenosti. Zaradi tega ionska vez nima prostorskega fokus in nasičenost , saj je vsak ion povezan z določenim številom protiionov (ionsko koordinacijsko število). Zato ionsko vezane spojine nimajo molekularne strukture in so trdne snovi, ki tvorijo ionske kristalne mreže, z visokim tališčem in vreliščem, so zelo polarne, pogosto soli podobne in v vodnih raztopinah električno prevodne. Na primer MgS, NaCl, A2O3. Praktično ni spojin s čisto ionskimi vezmi, saj vedno ostane določena količina kovalentnosti zaradi dejstva, da ni opaziti popolnega prenosa enega elektrona na drug atom; v najbolj "ionskih" snoveh delež ionnosti vezi ne presega 90 %. Na primer, v NaF je polarizacija vezi približno 80 %.

V organskih spojinah so ionske vezi precej redke, ker Atom ogljika ne teži niti izgubiti niti pridobiti elektronov, da tvorijo ione.

Valenca elementi v spojinah z ionskimi vezmi so zelo pogosto označeni oksidacijsko stanje , kar pa ustreza vrednosti naboja iona elementa v dani spojini.

Oksidacijsko stanje - to je konvencionalni naboj, ki ga atom pridobi kot rezultat prerazporeditve elektronske gostote. Kvantitativno ga označuje število elektronov, premaknjenih od manj elektronegativnega elementa k bolj elektronegativnemu. Pozitivno nabit ion nastane iz elementa, ki je oddal svoje elektrone, negativni ion pa nastane iz elementa, ki je te elektrone sprejel.

Element, ki se nahaja v najvišje oksidacijsko stanje (maksimalno pozitiven), je že oddal vse svoje valenčne elektrone, ki se nahajajo v AVZ. In ker je njihovo število določeno s številko skupine, v kateri se element nahaja, potem najvišje oksidacijsko stanje za večino elementov in bo enaka številka skupine . Glede najnižje oksidacijsko stanje (maksimalno negativno), potem se pojavi med tvorbo osemelektronske lupine, to je v primeru, ko je AVZ popolnoma napolnjen. Za nekovine izračuna se po formuli Številka skupine – 8 . Za kovine enako nič , saj ne morejo sprejeti elektronov.

Na primer, AVZ žvepla ima obliko: 3s 2 3p 4. Če atom odda vse svoje elektrone (šest), bo pridobil najvišjo stopnjo oksidacije +6 , enako številki skupine VI , če sta potrebni dve potrebni za dokončanje stabilne lupine, bo pridobil najnižje oksidacijsko stanje –2 , enako Številka skupine – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Kovinska vez. Večina kovin ima številne lastnosti, ki so splošne narave in se razlikujejo od lastnosti drugih snovi. Takšne lastnosti so relativno visoke temperature taljenja, sposobnost odboja svetlobe ter visoka toplotna in električna prevodnost. Te značilnosti so razložene z obstojem posebne vrste interakcij v kovinah – kovinska povezava.

V skladu s svojim položajem v periodnem sistemu imajo kovinski atomi majhno število valenčnih elektronov, ki so precej šibko vezani na njihova jedra in jih je mogoče zlahka ločiti od njih. Posledično se v kristalni mreži kovine pojavijo pozitivno nabiti ioni, lokalizirani na določenih položajih kristalne mreže, in veliko število delokaliziranih (prostih) elektronov, ki se relativno prosto gibljejo v polju pozitivnih centrov in komunicirajo med vsemi kovinami. atomov zaradi elektrostatične privlačnosti.

To je pomembna razlika med kovinskimi vezmi in kovalentnimi vezmi, ki imajo strogo orientacijo v prostoru. Vezne sile v kovinah niso lokalizirane ali usmerjene in prosti elektroni, ki tvorijo "elektronski plin", povzročajo visoko toplotno in električno prevodnost. Zato v tem primeru ne moremo govoriti o smeri vezi, saj so valenčni elektroni skoraj enakomerno porazdeljeni po kristalu. To pojasnjuje na primer plastičnost kovin, to je možnost premika ionov in atomov v katero koli smer.

3.3.4 Donorsko-akceptorska vez. Poleg mehanizma nastajanja kovalentne vezi, po katerem iz interakcije dveh elektronov nastane skupni elektronski par, obstaja tudi poseben donorsko-akceptorski mehanizem . Je v tem, da kovalentna vez nastane kot posledica prehoda že obstoječega (osamljenega) elektronskega para darovalec (dobavitelj elektronov) za skupno rabo darovalca in akceptor (dobavitelj proste atomske orbitale).

Ko je enkrat oblikovan, se ne razlikuje od kovalentnega. Donorsko-akceptorski mehanizem je dobro prikazan s shemo za tvorbo amonijevega iona (slika 9) (zvezdice označujejo elektrone zunanje ravni atoma dušika):

Slika 9 - Shema nastajanja amonijevega iona

Elektronska formula ABZ atoma dušika je 2s 2 2p 3, to pomeni, da ima tri neparne elektrone, ki vstopajo v kovalentno vez s tremi atomi vodika (1s 1), od katerih ima vsak en valenčni elektron. V tem primeru nastane molekula amoniaka NH 3, v kateri se ohrani prosti elektronski par dušika. Če se vodikov proton (1s 0), ki nima elektronov, približa tej molekuli, bo dušik prenesel svoj par elektronov (donor) na to vodikovo atomsko orbitalo (akceptor), kar povzroči nastanek amonijevega iona. V njem je vsak atom vodika povezan z atomom dušika s skupnim elektronskim parom, od katerih je eden izveden preko donorsko-akceptorskega mehanizma. Pomembno je omeniti, da vezi H-N, ki nastanejo z različnimi mehanizmi, nimajo razlik v lastnostih. Ta pojav je posledica dejstva, da v trenutku nastajanja vezi orbitale 2s in 2p elektronov atoma dušika spremenijo svojo obliko. Posledično se pojavijo štiri orbitale popolnoma enake oblike.

Donorji so običajno atomi z velikim številom elektronov, vendar z majhnim številom nesparjenih elektronov. Za elemente obdobja II je poleg atoma dušika takšna možnost na voljo za kisik (dva osamljena para) in fluor (trije osamljeni pari). Na primer, vodikov ion H + v vodnih raztopinah ni nikoli v prostem stanju, saj je hidronijev ion H 3 O + vedno tvorjen iz molekul vode H 2 O, hidronijev ion pa je prisoten v vseh vodnih raztopinah , čeprav je zaradi lažjega zapisa ohranjen simbol H+.

3.3.5 Vodikova vez. Atom vodika, povezan z močno elektronegativnim elementom (dušik, kisik, fluor itd.), Ki "potegne" skupni elektronski par nase, doživi pomanjkanje elektronov in pridobi učinkovit pozitivni naboj. Zato je sposoben interakcije z osamljenim parom elektronov drugega elektronegativnega atoma (ki pridobi efektivni negativni naboj) iste (znotrajmolekulska vez) ali druge molekule (medmolekulska vez). Posledično obstaja vodikova vez , kar je grafično označeno s pikami:

Ta vez je veliko šibkejša od drugih kemičnih vezi (energija njenega nastanka je 10 – 40 kJ/mol) in ima večinoma delno elektrostatični, delno donorno-akceptorski značaj.

Vodikova vez ima izjemno pomembno vlogo v bioloških makromolekulah, kot so anorganske spojine H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na primer, O-H vezi v H2O so opazno polarne narave, s presežkom negativnega naboja – na atomu kisika. Atom vodika, nasprotno, pridobi majhen pozitivni naboj  + in lahko medsebojno deluje z osamljenimi pari elektronov atoma kisika sosednje molekule vode.

Interakcija med molekulami vode se izkaže za precej močno, tako da tudi v vodni pari obstajajo dimeri in trimeri sestave (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 itd. V raztopinah so dolge verige asociatov ta vrsta se lahko pojavi:

ker ima atom kisika dva osamljena para elektronov.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje visoke temperature vrelišča vode, alkoholov in karboksilnih kislin. Za vodo so zaradi vodikovih vezi značilne tako visoke temperature tališča in vrelišča v primerjavi s H 2 E (E = S, Se, Te). Če ne bi bilo vodikovih vezi, bi se voda talila pri –100 °C in vrela pri –80 °C. Tipične primere povezovanja opazimo pri alkoholih in organskih kislinah.

Vodikove vezi se lahko pojavijo med različnimi molekulami in znotraj molekule, če ta molekula vsebuje skupine z donorskimi in akceptorskimi sposobnostmi. Na primer, intramolekularne vodikove vezi igrajo glavno vlogo pri tvorbi peptidnih verig, ki določajo strukturo beljakovin. H-vezi vplivajo na fizikalne in kemijske lastnosti snovi.

Atomi drugih elementov ne tvorijo vodikovih vezi , saj so sile elektrostatične privlačnosti nasprotnih koncev dipolov polarnih vezi (O-H, N-H itd.) precej šibke in delujejo le na kratkih razdaljah. Vodik, ki ima najmanjši atomski radij, omogoča, da se takšni dipoli tako približajo, da postanejo privlačne sile opazne. Noben drug element z velikim atomskim radijem ni sposoben tvoriti takšnih vezi.

3.3.6 Medmolekularne interakcijske sile (van der Waalsove sile). Leta 1873 je nizozemski znanstvenik I. Van der Waals predlagal, da obstajajo sile, ki povzročajo privlačnost med molekulami. Te sile so kasneje poimenovali van der Waalsove sile – najbolj univerzalna vrsta medmolekularne vezi. Energija van der Waalsove vezi je manjša od energije vodikove vezi in znaša 2–20 kJ/∙mol.

Glede na način nastanka sile delimo na:

1) orientacijski (dipol-dipol ali ion-dipol) - nastanejo med polarnimi molekulami ali med ioni in polarnimi molekulami. Ko se polarne molekule približajo druga drugi, se usmerijo tako, da je pozitivna stran enega dipola usmerjena proti negativni strani drugega dipola (slika 10).

2) indukcija (dipolno induciran dipol ali ionsko induciran dipol) - nastanejo med polarnimi molekulami ali ioni in nepolarnimi molekulami, vendar sposobnimi polarizacije. Dipoli lahko vplivajo na nepolarne molekule in jih spremenijo v označene (inducirane) dipole. (Slika 11).

3) disperzivni (inducirani dipol - inducirani dipol) - nastanejo med nepolarnimi molekulami, ki so sposobne polarizacije. Električna nihanja gostote se pojavijo v kateri koli molekuli ali atomu žlahtnega plina, kar ima za posledico trenutne dipole, ki nato inducirajo trenutne dipole v sosednjih molekulah. Gibanje trenutnih dipolov postane konsistentno, njihov pojav in razpad potekata sinhrono. Zaradi interakcije trenutnih dipolov se energija sistema zmanjša (slika 12).

NH3 je ena najbolj znanih in uporabnih kemikalij. Našel je široko uporabo v kmetijski industriji in širše. Odlikujejo ga edinstvene kemijske lastnosti, zaradi katerih se uporablja v različnih panogah.

Kaj je NH3

NH 3 je znan tudi najbolj neukim kemijskim ljudem. To je amoniak. Amonijak (NH 3) sicer imenujemo vodikov nitrid in je v normalnih pogojih brezbarven plin z izrazitim vonjem, značilnim za to snov. Omeniti velja tudi, da je plin NH 3 (imenovan amoniak) skoraj dvakrat lažji od zraka!

Poleg plina je lahko tekočina pri temperaturi približno 70 ° C ali obstaja v obliki raztopine (raztopina amoniaka). Posebnost tekočega NH 3 je sposobnost raztapljanja kovin glavnih podskupin I in II tabele elementov D.I. Mendelejeva (to je alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin), pa tudi magnezija, aluminija, evropija. in iterbij. Za razliko od vode tekoči amoniak ne sodeluje z zgornjimi elementi, ampak deluje ravno kot topilo. Ta lastnost omogoča izolacijo kovin v njihovi prvotni obliki z izparevanjem topila (NH 3). Na spodnji sliki lahko vidite, kako izgleda natrij, raztopljen v tekočem amoniaku.

Kako izgleda amoniak v smislu kemičnih vezi?

Diagram amoniaka (NH 3) in njegovo prostorsko strukturo najbolj jasno prikazuje trikotna piramida. Vrh "piramide" amoniaka je atom dušika (označen z modro), kot je razvidno iz spodnje slike.

Atome v snovi, imenovani amoniak (NH 3), držijo skupaj vodikove vezi, tako kot v molekuli vode. Vendar je zelo pomembno vedeti, da so vezi v molekuli amoniaka šibkejše kot v molekuli vode. To pojasnjuje, zakaj sta tališča in vrelišča NH 3 nižja v primerjavi s H 2 O.

Kemijske lastnosti

Najpogostejši 2 metodi za proizvodnjo snovi NH 3, imenovane amoniak. Industrija uporablja tako imenovani Haberjev postopek, katerega bistvo je vezava zračnega dušika in vodika (pridobljena iz metana) s prehajanjem mešanice teh plinov pod visokim tlakom preko segretega katalizatorja.

V laboratorijih sinteza amoniaka najpogosteje temelji na interakciji koncentriranega amonijevega klorida s trdnim natrijevim hidroksidom.

Nadaljujemo z neposrednim pregledom kemijskih lastnosti NH 3.

1) NH 3 deluje kot šibka baza. Zato naslednja enačba opisuje interakcijo z vodo:

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

2) Na osnovnih lastnostih NH 3 temelji tudi njegova sposobnost, da reagira s kislinami in tvori ustrezne amonijeve soli:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (amonijev nitrat)

3) Prej je bilo rečeno, da se določena skupina kovin raztopi v tekočem amoniaku. Nekatere kovine pa se lahko ne le raztopijo, temveč tvorijo spojine z NH3, imenovane amidi:

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

Na (trdno) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reakcija poteka v prisotnosti železa kot katalizatorja)

4) Pri interakciji NH 3 s kovinami Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ nastanejo ustrezni kovinski hidroksidi in amonijev kation:

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

5) Rezultat interakcije NH 3 s kovinami Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ so najpogosteje ustrezni kovinski kompleksi:

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

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

Nastanek in nadaljnja pot NH3 v človeškem telesu

Znano je, da so aminokisline sestavni del biokemičnih procesov v človeškem telesu. So glavni vir NH 3, snovi, imenovane amoniak, ki nastane zaradi njihove oksidativne deaminacije (najpogosteje). Na žalost je amoniak strupen za človeško telo, zlahka tvori zgoraj omenjeni amonijev kation (NH 4 +), ki se kopiči v celicah. Nato se najpomembnejši biokemični cikli upočasnijo in posledično se zmanjša raven proizvedenega ATP.

Ni težko uganiti, da telo potrebuje mehanizme za vezavo in nevtralizacijo sproščenega NH 3. Spodnji diagram prikazuje vire in nekatere produkte amoniaka v človeškem telesu.

Torej, na kratko, amoniak se nevtralizira s tvorbo njegovih transportnih oblik v tkivih (na primer glutamina in alanina), z izločanjem v urinu, z uporabo biosinteze sečnine, ki je glavni naravni način nevtralizacije NH3 v človeškem telesu.

Uporaba NH3 - snovi, imenovane amoniak

V sodobnem času je tekoči amoniak najbolj koncentrirano in najcenejše dušikovo gnojilo, ki se uporablja v kmetijstvu za amonijak grobih tal in šote. Ko zemlji dodamo tekoči amoniak, se število mikroorganizmov poveča, vendar ni opaziti negativnih posledic, kot na primer pri trdih gnojilih. Spodnja slika prikazuje eno od možnih naprav za utekočinjenje plinastega amoniaka z uporabo tekočega dušika.

Ko tekoči amoniak izhlapi, absorbira veliko toplote iz okolja in povzroči hlajenje. Ta lastnost se uporablja v hladilnih enotah za proizvodnjo umetnega ledu pri shranjevanju hitro pokvarljivih živil. Poleg tega se uporablja za zamrzovanje tal med gradnjo podzemnih objektov. Vodne raztopine amoniaka se uporabljajo v kemični industriji (je industrijsko nevodno topilo), laboratorijski praksi (na primer kot topilo v elektrokemični proizvodnji kemičnih izdelkov), medicini in gospodinjstvu.

Najprej si oglejmo strukturo molekule amoniaka NH 3. Kot že veste, dušikovi atomi na zunanji energijski ravni vsebujejo pet elektronov, od katerih so trije elektroni nesparjeni. Prav oni sodelujejo pri tvorbi treh kovalentnih vezi s tremi vodikovimi atomi med tvorbo molekule amoniaka NH 3.

Trije skupni elektronski pari so premaknjeni proti bolj elektronegativnemu atomu dušika in ker ima molekula amoniaka obliko trikotne piramide (slika 128), se zaradi premika elektronskih parov pojavi dipol, to je molekula z dvema drogovi.

riž. 128.
Struktura molekule amoniaka

Molekule amoniaka (v tekočem amoniaku) medsebojno delujejo tako, da se vežejo med seboj:

To posebno vrsto kemijske medmolekularne vezi, kot že veste, imenujemo vodikova vez.

Amoniak je brezbarven plin z ostrim vonjem, skoraj dvakrat lažji od zraka. Amoniaka ne smemo vdihavati dlje časa, ker je strupen. Ta plin se zlahka utekočini pri normalnem tlaku in temperaturi -33,4 °C. Pri izhlapevanju tekočega amoniaka iz okolja se absorbira veliko toplote, zato se amoniak uporablja v hladilnih napravah.

Amoniak je dobro topen v vodi: pri 20 °C se v 1 volumnu vode raztopi približno 710 volumskih enot amoniaka (slika 129). Koncentrirana (25 mas. %) vodna raztopina amoniaka se imenuje vodni amoniak ali amonijakova voda, 10 % raztopina amoniaka, ki se uporablja v medicini, pa je znana kot amoniak. V vodni raztopini amoniaka nastane šibka spojina - amonijev hidrat NH 3 H 2 O.

riž. 129.
“Fontana amoniaka” (raztapljanje amoniaka v vodi)

Če raztopini amoniaka dodate nekaj kapljic fenolftaleina, se raztopina obarva škrlatno, kar kaže na alkalno okolje. Alkalna reakcija vodnih raztopin amoniaka je razložena s prisotnostjo hidroksidnih ionov OH -:

Če raztopino amoniaka, obarvano s fenolftaleinom, segrejemo, bo barva izginila (zakaj?).

Laboratorijski poskus št. 30
Preučevanje lastnosti amoniaka

Amoniak reagira s kislinami in tvori amonijeve soli. To interakcijo lahko opazimo v naslednjem poskusu: stekleno palico ali steklo, navlaženo z raztopino amoniaka, približamo drugi paličici ali steklu, navlaženemu s klorovodikovo kislino - pojavil se bo gost bel dim (slika 130):

riž. 130.
"Dim brez ognja"

Zato verjemite po tem reku, da ni dima brez ognja.

Tako vodna raztopina amoniaka kot amonijeve soli vsebujejo poseben ion - amonijev kation NH + 4, ki igra vlogo kovinskega kationa. Amonijev ion nastane kot posledica tvorbe kovalentne vezi med atomom dušika s prostim (samim) elektronskim parom in vodikovim kationom, ki prehaja v amoniak iz molekul kisline ali vode:

Ko nastane amonijev ion, je donor prostega elektronskega para atom dušika v amoniaku, akceptor pa je vodikov kation kisline ali vode.

Še eno kemijsko lastnost amonijaka lahko predvidite sami, če ste pozorni na oksidacijsko stopnjo dušikovih atomov v njem, in sicer -3. Seveda je amoniak najmočnejše redukcijsko sredstvo, tj. njegovi dušikovi atomi lahko elektrone le oddajo, ne pa tudi sprejmejo. Tako lahko amoniak oksidiramo do prostega dušika (brez sodelovanja katalizatorja):

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

ali na dušikov oksid (II) (v prisotnosti katalizatorja):

V industriji amoniak pridobivajo s sintezo iz dušika in vodika (slika 131).

riž. 131.
Industrijska naprava (a) in shema za industrijsko proizvodnjo amoniaka (b)

V laboratoriju amoniak pridobivamo z delovanjem gašenega apna Ca(OH) 2 na amonijeve soli, najpogosteje na amonijev klorid:

Plin se zbira v posodi, obrnjeni na glavo, in ga prepoznamo bodisi po vonju, bodisi po modrini mokrega rdečega lakmusovega papirja ali po pojavu belega dima, ko vnesemo paličico, navlaženo s klorovodikovo kislino.

Amoniak in njegove soli se pogosto uporabljajo v industriji in tehnologiji, kmetijstvu in vsakdanjem življenju. Njihova glavna področja uporabe so prikazana na sliki 132.

riž. 132.
Uporaba amoniaka in amonijevih soli:
1.2 - v hladilnih enotah; 3 - proizvodnja mineralnih gnojil; 4 - proizvodnja dušikove kisline; 5 - za spajkanje; 6 - proizvodnja eksploziva; 7 - v medicini in vsakdanjem življenju (amoniak)

Nove besede in pojmi

1. Struktura molekule amoniaka.
2. Vodikova vez.
3. Lastnosti amoniaka: interakcija z vodo, kislinami in kisikom.
4. Donorsko-akceptorski mehanizem za tvorbo amonijevega iona.
5. Sprejemanje, zbiranje in prepoznavanje amoniaka.

.

Veste, da se lahko atomi med seboj povezujejo in tvorijo enostavne in kompleksne snovi. V tem primeru nastanejo različne vrste kemičnih vezi: ionske, kovalentne (nepolarne in polarne), kovinske in vodikove. Ena najpomembnejših lastnosti atomov elementov, ki določa, kakšna vez se tvori med njimi - ionska ali kovalentna - To je elektronegativnost, tj. sposobnost atomov v spojini, da pritegnejo elektrone.

Pogojno kvantitativno oceno elektronegativnosti podaja lestvica relativne elektronegativnosti.

V obdobjih obstaja splošna težnja k povečanju elektronegativnosti elementov, v skupinah pa k njihovemu zmanjšanju. Elementi so razvrščeni v vrsto glede na njihovo elektronegativnost, na podlagi katere lahko primerjamo elektronegativnost elementov, ki se nahajajo v različnih obdobjih.

Vrsta kemijske vezi je odvisna od tega, kako velika je razlika v vrednostih elektronegativnosti povezovalnih atomov elementov. Bolj ko se atomi elementov, ki tvorijo vez, razlikujejo po elektronegativnosti, bolj je kemijska vez polarna. Nemogoče je potegniti ostro mejo med vrstami kemičnih vezi. V večini spojin je vrsta kemijske vezi vmesna; na primer, zelo polarna kovalentna kemična vez je blizu ionski vezi. Glede na to, v katerem od omejevalnih primerov je kemijska vez po naravi tesnejša, jo razvrstimo med ionsko ali kovalentno polarno vez.

Ionska vez nastane zaradi interakcije atomov, ki se med seboj močno razlikujejo po elektronegativnosti. Na primer, značilne kovine litij (Li), natrij (Na), kalij (K), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) tvorijo ionske vezi s tipičnimi nekovinami, predvsem s halogeni.

Poleg halogenidov alkalijskih kovin se ionske vezi tvorijo tudi v spojinah, kot so alkalije in soli. Na primer, v natrijevem hidroksidu (NaOH) in natrijevem sulfatu (Na 2 SO 4) ionske vezi obstajajo samo med atomi natrija in kisika (preostale vezi so polarne kovalentne).

Pri interakciji atomov z enako elektronegativnostjo nastanejo molekule s kovalentno nepolarno vezjo. Takšna povezava obstaja v molekulah naslednjih preprostih snovi: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kemične vezi v teh plinih nastanejo prek skupnih elektronskih parov, tj. ko se ustrezni elektronski oblaki prekrivajo, zaradi elektronsko-jedrske interakcije, do katere pride, ko se atomi približujejo drug drugemu.

Pri sestavljanju elektronskih formul snovi je treba upoštevati, da je vsak skupni elektronski par konvencionalna slika povečane elektronske gostote, ki je posledica prekrivanja ustreznih elektronskih oblakov.

Ko atomi medsebojno delujejo, katerih vrednosti elektronegativnosti se razlikujejo, vendar ne močno, se skupni elektronski par premakne k bolj elektronegativnemu atomu. To je najpogostejša vrsta kemične vezi, ki jo najdemo v anorganskih in organskih spojinah.

Kovalentne vezi v celoti vključujejo tudi tiste vezi, ki nastanejo z donorsko-akceptorskim mehanizmom, na primer v hidronijevih in amonijevih ionih.

Kovinska povezava.

Vez, ki nastane kot posledica interakcije relativno prostih elektronov s kovinskimi ioni, imenujemo kovinska vez. Ta vrsta vezi je značilna za preproste snovi - kovine.

Bistvo procesa nastajanja kovinske vezi je naslednje: kovinski atomi zlahka oddajo valenčne elektrone in se spremenijo v pozitivno nabite ione. Relativno prosti elektroni, ločeni od atoma, se premikajo med pozitivnimi kovinskimi ioni. Med njimi nastane kovinska vez, tj. Elektroni tako rekoč cementirajo pozitivne ione kristalne mreže kovin.

Vodikova vez.

Vez, ki nastane med vodikovimi atomi ene molekule in atomom močno elektronegativnega elementa(O, N, Ž) druga molekula se imenuje vodikova vez.

Lahko se pojavi vprašanje: zakaj vodik tvori tako specifično kemično vez?

To je razloženo z dejstvom, da je atomski radij vodika zelo majhen. Poleg tega, ko izpodriva ali popolnoma odda svoj edini elektron, vodik pridobi relativno visok pozitivni naboj, zaradi česar vodik ene molekule komunicira z atomi elektronegativnih elementov, ki imajo delni negativni naboj, ki gre v sestavo drugih molekul (HF , H2O, NH3).

Poglejmo si nekaj primerov. Sestavo vode običajno predstavljamo s kemijsko formulo H 2 O. Vendar to ni povsem točno. Pravilneje bi bilo sestavo vode označiti s formulo (H 2 O)n, kjer je n = 2,3,4 itd. To je razloženo z dejstvom, da so posamezne molekule vode med seboj povezane z vodikovimi vezmi. .

Vodikove vezi običajno označujemo s pikami. Je veliko šibkejša od ionskih ali kovalentnih vezi, a močnejša od navadnih medmolekularnih interakcij.

Prisotnost vodikovih vezi pojasnjuje povečanje prostornine vode z nižanjem temperature. To je posledica dejstva, da z nižanjem temperature molekule postanejo močnejše in zato se zmanjša gostota njihovega "pakiranja".

Pri študiju organske kemije se je pojavilo naslednje vprašanje: zakaj so vrelišča alkoholov veliko višja od ustreznih ogljikovodikov? To je razloženo z dejstvom, da vodikove vezi nastajajo tudi med molekulami alkohola.

Do povišanja vrelišča alkoholov pride tudi zaradi povečanja njihovih molekul.

Vodikova vez je značilna tudi za številne druge organske spojine (fenole, karboksilne kisline itd.). Iz predmetov organske kemije in splošne biologije veste, da prisotnost vodikove vezi pojasnjuje sekundarno strukturo proteinov, strukturo dvojne vijačnice DNA, to je pojav komplementarnosti.