Nh3 är en typ av kemisk bindning. Vilka egenskaper och namn har ämnet NH3? Metallanslutning

DEFINITION

Ammoniak- vätenitrid.

Formel – NH 3. Molmassa – 17 g/mol.

Fysikaliska egenskaper hos ammoniak

Ammoniak (NH 3) är en färglös gas med en stickande lukt (lukten av "ammoniak"), lättare än luft, mycket löslig i vatten (en volym vatten kommer att lösa upp till 700 volymer ammoniak). Den koncentrerade ammoniaklösningen innehåller 25 % (massa) ammoniak och har en densitet av 0,91 g/cm 3 .

Bindningarna mellan atomerna i ammoniakmolekylen är kovalenta. Allmän bild av AB 3-molekylen. Alla valensorbitaler för kväveatomen går in i hybridisering, därför är typen av hybridisering av ammoniakmolekylen sp 3. Ammoniak har en geometrisk struktur av typen AB 3 E - en trigonal pyramid (Fig. 1).

Ris. 1. Ammoniakmolekylens struktur.

Ammoniakens kemiska egenskaper

Kemiskt är ammoniak ganska aktiv: den reagerar med många ämnen. Oxidationsgraden av kväve i ammoniak "-3" är minimal, så ammoniak uppvisar endast reducerande egenskaper.

När ammoniak värms upp med halogener, tungmetalloxider och syre bildas kväve:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

I närvaro av en katalysator kan ammoniak oxideras till kväveoxid (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (katalysator - platina)

Till skillnad från väteföreningar av icke-metaller i grupperna VI och VII, uppvisar ammoniak inte sura egenskaper. Men väteatomer i dess molekyl kan fortfarande ersättas med metallatomer. När väte är helt ersatt av en metall bildas föreningar som kallas nitrider, som också kan erhållas genom direkt interaktion av kväve med metallen vid höga temperaturer.

Ammoniakens huvudsakliga egenskaper beror på närvaron av ett ensamt elektronpar på kväveatomen. En lösning av ammoniak i vatten är alkalisk:

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

När ammoniak interagerar med syror bildas ammoniumsalter som sönderdelas vid upphettning:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (vid upphettning)

Ammoniakproduktion

Det finns industri- och laboratoriemetoder för att framställa ammoniak. I laboratoriet erhålls ammoniak genom inverkan av alkalier på lösningar av ammoniumsalter när de värms upp:

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

Denna reaktion är kvalitativ för ammoniumjoner.

Applicering av ammoniak

Ammoniakproduktion är en av de viktigaste tekniska processerna i världen. Omkring 100 miljoner ton ammoniak produceras årligen i världen. Ammoniak frigörs i flytande form eller i form av en 25% vattenlösning - ammoniakvatten. De huvudsakliga användningsområdena för ammoniak är produktion av salpetersyra (efterföljande produktion av kvävehaltiga mineralgödselmedel), ammoniumsalter, urea, hexamin, syntetiska fibrer (nylon och nylon). Ammoniak används som köldmedium i industriella kylaggregat och som blekmedel vid rengöring och färgning av bomull, ull och siden.

Exempel på problemlösning

EXEMPEL 1

3.3.1 Kovalent bindning är en två-center, två-elektronbindning som bildas på grund av överlappningen av elektronmoln som bär oparade elektroner med antiparallella spinn. Som regel bildas det mellan atomer av ett kemiskt element.

Det kännetecknas kvantitativt av valens. Valens av elementet - detta är dess förmåga att bilda ett visst antal kemiska bindningar på grund av fria elektroner som finns i det atomära valensbandet.

En kovalent bindning bildas endast av ett elektronpar mellan atomer. Det kallas ett delat par. De återstående elektronparen kallas ensamma par. De fyller skalen och deltar inte i bindning. Kopplingen mellan atomer kan utföras inte bara av en, utan också av två och till och med tre delade par. Sådana kopplingar kallas dubbel etc svärm - flera anslutningar.

3.3.1.1 Kovalent opolär bindning. En bindning som uppnås genom bildandet av elektronpar som hör lika till båda atomerna kallas kovalent opolär. Det förekommer mellan atomer med praktiskt taget lika elektronegativitet (0,4 > ΔEO > 0) och därför en enhetlig fördelning av elektrondensitet mellan atomkärnorna i homonukleära molekyler. Till exempel H 2, O 2, N 2, Cl 2, etc. Dipolmomentet för sådana bindningar är noll. CH-bindningen i mättade kolväten (till exempel i CH 4) anses praktiskt taget opolär, eftersom AEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalent polär bindning. Om en molekyl bildas av två olika atomer så skiftar överlappszonen av elektronmoln (orbitaler) mot en av atomerna, och en sådan bindning kallas polär . Med en sådan bindning är sannolikheten att hitta elektroner nära kärnan i en av atomerna högre. Till exempel HCl, H 2 S, PH 3.

Polär (osymmetrisk) kovalent bindning - bindning mellan atomer med olika elektronegativitet (2 > ΔEO > 0,4) och asymmetrisk fördelning av det gemensamma elektronparet. Vanligtvis bildas det mellan två icke-metaller.

Elektrontätheten för en sådan bindning förskjuts mot en mer elektronegativ atom, vilket leder till uppkomsten av en partiell negativ laddning (delta minus) på den, och en partiell positiv laddning (delta plus) på mindre elektronegativ atom.

C  .

Riktningen för elektronförskjutning indikeras också med en pil:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Ju större skillnaden är i elektronegativitet för de bundna atomerna, desto högre är polariteten för bindningen och desto större är dess dipolmoment. Ytterligare attraktionskrafter verkar mellan partiella laddningar av motsatta tecken. Därför, ju mer polär bindningen är, desto starkare är den.

Bortsett från polariserbarhet kovalent bindning har fastigheten mättnad – en atoms förmåga att bilda lika många kovalenta bindningar som den har energimässigt tillgängliga atomorbitaler. Den tredje egenskapen hos en kovalent bindning är dess riktning.

3.3.2 Jonbindning. Drivkraften bakom dess bildande är samma önskan hos atomer för oktettskalet. Men i vissa fall kan ett sådant "oktett" skal bara uppstå när elektroner överförs från en atom till en annan. Därför bildas som regel en jonbindning mellan en metall och en icke-metall.

Betrakta som ett exempel reaktionen mellan natrium (3s 1) och fluor (2s 2 3s 5) atomer. Elektronegativitetsskillnad i NaF-förening

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Natrium, som har gett sin 3s 1-elektron till fluor, blir en Na+-jon och förblir med ett fyllt 2s 2 2p 6-skal, vilket motsvarar den elektroniska konfigurationen av neonatomen. Fluor får exakt samma elektroniska konfiguration genom att acceptera en elektron donerad av natrium. Som ett resultat uppstår elektrostatiska attraktionskrafter mellan motsatt laddade joner.

Jonbindning – ett extremfall av polär kovalent bindning, baserat på elektrostatisk attraktion av joner. En sådan bindning uppstår när det finns en stor skillnad i elektronegativiteten för de bundna atomerna (EO > 2), när en mindre elektronegativ atom nästan helt ger upp sina valenselektroner och förvandlas till en katjon, och en annan, mer elektronegativ atom, fäster dessa elektroner och blir en anjon. Interaktionen mellan joner av motsatt tecken beror inte på riktningen, och Coulomb-krafter har inte egenskapen att mätta. På grund av detta jonbindning har ingen rumslig fokus Och mättnad , eftersom varje jon är associerad med ett visst antal motjoner (jonkoordinationsnummer). Därför har jonbundna föreningar ingen molekylstruktur och är fasta ämnen som bildar jonkristallgitter, med höga smält- och kokpunkter, de är mycket polära, ofta saltliknande och elektriskt ledande i vattenlösningar. Till exempel MgS, NaCl, A2O3. Det finns praktiskt taget inga föreningar med rena jonbindningar, eftersom en viss kovalens alltid kvarstår på grund av det faktum att en fullständig överföring av en elektron till en annan atom inte observeras; i de mest "joniska" ämnena överstiger inte andelen bindningjonicitet 90 %. Till exempel, i NaF är bindningspolarisationen cirka 80 %.

I organiska föreningar är jonbindningar ganska sällsynta, eftersom En kolatom tenderar varken att förlora eller få elektroner för att bilda joner.

Valens grundämnen i föreningar med jonbindningar karakteriseras mycket ofta oxidationstillstånd , vilket i sin tur motsvarar laddningsvärdet för elementjonen i en given förening.

Oxidationstillstånd - detta är en villkorad laddning som en atom förvärvar som ett resultat av omfördelningen av elektrontätheten. Kvantitativt kännetecknas det av antalet elektroner som förskjuts från ett mindre elektronegativt element till ett mer elektronegativt. En positivt laddad jon bildas från grundämnet som gav upp sina elektroner, och en negativ jon bildas från grundämnet som tog emot dessa elektroner.

Elementet som finns i högsta oxidationstillstånd (maximalt positiv), har redan gett upp alla sina valenselektroner som finns i AVZ. Och eftersom deras antal bestäms av numret på gruppen där elementet är beläget, då högsta oxidationstillstånd för de flesta element och kommer att vara lika gruppnummer . Rörande lägsta oxidationstillståndet (maximalt negativ), då visas det under bildandet av ett skal med åtta elektroner, det vill säga i fallet när AVZ är helt fylld. För icke-metaller det beräknas med formeln Gruppnummer – 8 . För metaller lika med noll , eftersom de inte kan acceptera elektroner.

Till exempel har AVZ av svavel formen: 3s 2 3p 4. Om en atom ger upp alla sina elektroner (sex), kommer den att få det högsta oxidationstillståndet +6 , lika med gruppnumret VI , om det krävs de två nödvändiga för att fullborda det stabila skalet, kommer det att få det lägsta oxidationstillståndet –2 , lika med Gruppnummer – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metallbindning. De flesta metaller har ett antal egenskaper som är generella till sin natur och skiljer sig från egenskaperna hos andra ämnen. Sådana egenskaper är relativt höga smälttemperaturer, förmågan att reflektera ljus och hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Dessa egenskaper förklaras av förekomsten av en speciell typ av interaktion i metaller – metallanslutning.

I enlighet med sin position i det periodiska systemet har metallatomer ett litet antal valenselektroner, som är ganska svagt bundna till sina kärnor och lätt kan lossas från dem. Som ett resultat uppträder positivt laddade joner i metallens kristallgitter, lokaliserade i vissa positioner av kristallgittret, och ett stort antal delokaliserade (fria) elektroner, som rör sig relativt fritt i fältet av positiva centra och kommunicerar mellan all metall atomer på grund av elektrostatisk attraktion.

Detta är en viktig skillnad mellan metallbindningar och kovalenta bindningar, som har en strikt orientering i rymden. Bindningskrafter i metaller är inte lokaliserade eller riktade, och fria elektroner som bildar en "elektrongas" orsakar hög termisk och elektrisk ledningsförmåga. Därför är det i det här fallet omöjligt att prata om bindningarnas riktning, eftersom valenselektronerna är fördelade nästan jämnt över kristallen. Detta är vad som förklarar till exempel metallers plasticitet, det vill säga möjligheten till förskjutning av joner och atomer i vilken riktning som helst

3.3.4 Donator-acceptor obligation. Förutom mekanismen för kovalent bindning, enligt vilken ett delat elektronpar uppstår från interaktionen mellan två elektroner, finns det också en speciell donator-acceptor mekanism . Det ligger i det faktum att en kovalent bindning bildas som ett resultat av övergången av ett redan existerande (ensamt) elektronpar givare (elektronleverantör) för gemensamt bruk av givaren och acceptor (leverantör av fri atomorbital).

När den väl har bildats skiljer den sig inte från kovalent. Donator-acceptormekanismen illustreras väl av schemat för bildandet av en ammoniumjon (Figur 9) (asterisker indikerar elektronerna i den yttre nivån av kväveatomen):

Figur 9 - Schema för bildning av ammoniumjon

Den elektroniska formeln för kväveatomens ABZ är 2s 2 2p 3, det vill säga den har tre oparade elektroner som går in i en kovalent bindning med tre väteatomer (1s 1), som var och en har en valenselektron. I detta fall bildas en ammoniakmolekyl NH 3, i vilken det ensamma elektronparet av kväve hålls kvar. Om en väteproton (1s 0), som inte har några elektroner, närmar sig denna molekyl, kommer kväve att överföra sitt elektronpar (donator) till denna väteatomära orbital (acceptor), vilket resulterar i bildandet av en ammoniumjon. I den är varje väteatom ansluten till en kväveatom med ett gemensamt elektronpar, varav en implementeras via en donator-acceptormekanism. Det är viktigt att notera att H-N-bindningar som bildas av olika mekanismer inte har några skillnader i egenskaper. Detta fenomen beror på det faktum att i ögonblicket för bindningsbildning ändrar orbitalerna för 2s och 2p elektronerna i kväveatomen sin form. Som ett resultat uppstår fyra orbitaler med exakt samma form.

Donatorer är vanligtvis atomer med ett stort antal elektroner, men med ett litet antal oparade elektroner. För element från period II, förutom kväveatomen, finns en sådan möjlighet för syre (två ensamma par) och fluor (tre ensamma par). Till exempel är vätejonen H + i vattenlösningar aldrig i fritt tillstånd, eftersom hydroniumjonen H 3 O + alltid bildas av vattenmolekylerna H 2 O och H + jonen. Hydroniumjonen finns i alla vattenlösningar , även om det för att underlätta skrivningen är bevarat symbolen H+.

3.3.5 Vätebindning. En väteatom associerad med ett starkt elektronegativt element (kväve, syre, fluor etc.), som "drar" ett gemensamt elektronpar på sig själv, upplever brist på elektroner och får en effektiv positiv laddning. Därför kan den interagera med det ensamma elektronparet från en annan elektronegativ atom (som får en effektiv negativ laddning) av samma (intramolekylär bindning) eller en annan molekyl (intermolekylär bindning). Som ett resultat finns det vätebindning , vilket indikeras grafiskt med punkter:

Denna bindning är mycket svagare än andra kemiska bindningar (energin för dess bildning är 10 – 40 kJ/mol) och har huvudsakligen en delvis elektrostatisk, delvis donatoracceptorkaraktär.

Vätebindning spelar en extremt viktig roll i biologiska makromolekyler, såsom oorganiska föreningar som H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Till exempel är O-H-bindningar i H2O märkbart polära till sin natur, med ett överskott av negativ laddning – på syreatomen. Väteatomen, tvärtom, får en liten positiv laddning  + och kan interagera med de ensamma elektronparen i syreatomen i den närliggande vattenmolekylen.

Interaktionen mellan vattenmolekyler visar sig vara ganska stark, så att även i vattenånga finns dimerer och trimerer av sammansättningen (H 2 O) 2, (H 2 O) 3, etc. I lösningar, långa kedjor av associerade av denna typ kan visas:

eftersom syreatomen har två ensamma elektronpar.

Närvaron av vätebindningar förklarar de höga koktemperaturerna för vatten, alkoholer och karboxylsyror. På grund av vätebindningar kännetecknas vatten av så höga smält- och koktemperaturer jämfört med H 2 E (E = S, Se, Te). Om det inte fanns några vätebindningar skulle vattnet smälta vid –100 °C och koka vid –80 °C. Typiska fall av association observeras för alkoholer och organiska syror.

Vätebindningar kan uppstå både mellan olika molekyler och inom en molekyl om denna molekyl innehåller grupper med donator- och acceptorförmåga. Till exempel är det intramolekylära vätebindningar som spelar huvudrollen i bildandet av peptidkedjor, som bestämmer strukturen hos proteiner. H-bindningar påverkar ett ämnes fysikaliska och kemiska egenskaper.

Atomer av andra grundämnen bildar inte vätebindningar , eftersom krafterna för elektrostatisk attraktion av motsatta ändar av dipoler av polära bindningar (O-H, N-H, etc.) är ganska svaga och verkar endast på korta avstånd. Väte, som har den minsta atomradien, gör att sådana dipoler kan komma så nära att attraktionskrafterna blir märkbara. Inget annat grundämne med en stor atomradie kan bilda sådana bindningar.

3.3.6 Intermolekylära interaktionskrafter (van der Waals krafter). 1873 föreslog den holländska forskaren I. Van der Waals att det finns krafter som orsakar attraktion mellan molekyler. Dessa styrkor kallades senare van der Waals styrkor – den mest universella typen av intermolekylär bindning. Van der Waals-bindningens energi är mindre än vätebindningen och uppgår till 2–20 kJ/∙mol.

Beroende på uppkomstmetoden är krafterna indelade i:

1) orienterande (dipol-dipol eller jondipol) - förekommer mellan polära molekyler eller mellan joner och polära molekyler. När polära molekyler närmar sig varandra orienterar de sig så att den positiva sidan av en dipol är orienterad mot den negativa sidan av den andra dipolen (Figur 10).

2) induktion (dipol - inducerad dipol eller jon - inducerad dipol) - uppstår mellan polära molekyler eller joner och icke-polära molekyler, men som kan polarisera. Dipoler kan påverka opolära molekyler och förvandla dem till indikerade (inducerade) dipoler. (Figur 11).

3) dispersiva (inducerad dipol - inducerad dipol) - uppstår mellan opolära molekyler som kan polarisera. I vilken molekyl eller atom som helst i en ädelgas uppstår fluktuationer i elektrisk densitet, vilket resulterar i uppkomsten av momentana dipoler, som i sin tur inducerar momentana dipoler i angränsande molekyler. Rörelsen av momentana dipoler blir konsekvent, deras utseende och sönderfall sker synkront. Som ett resultat av interaktionen av momentana dipoler minskar systemets energi (Figur 12).

NH3 är en av de mest kända och användbara kemikalierna. Det har funnit bred tillämpning inom jordbruksindustrin och utanför. Det kännetecknas av unika kemiska egenskaper, tack vare vilka det används i olika industrier.

Vad är NH3

NH 3 är känt även för de mest okunniga kemimänniskor. Det är ammoniak. Ammoniak (NH 3) kallas annars vätenitrid och är under normala förhållanden en färglös gas med en uttalad lukt som är karakteristisk för detta ämne. Det är också värt att notera att NH 3-gas (kallad ammoniak) är nästan dubbelt så lätt som luft!

Förutom gas kan det vara en vätska vid en temperatur av cirka 70 ° C eller existera i form av en lösning (ammoniaklösning). En utmärkande egenskap hos flytande NH 3 är förmågan att i sig själv lösa upp metallerna i huvudundergrupperna i grupperna I och II i DI Mendeleevs tabell över element (det vill säga alkali- och jordalkalimetaller), såväl som magnesium, aluminium, europium. och ytterbium. Till skillnad från vatten interagerar flytande ammoniak inte med ovanstående element, utan fungerar precis som ett lösningsmedel. Denna egenskap gör att metaller kan isoleras i sin ursprungliga form genom att avdunsta lösningsmedlet (NH 3). I figuren nedan kan du se hur natrium löst i flytande ammoniak ser ut.

Hur ser ammoniak ut när det gäller kemiska bindningar?

Diagrammet över ammoniak (NH 3) och dess rumsliga struktur visas tydligast av en triangulär pyramid. Toppen av ammoniak-"pyramiden" är kväveatomen (markerad i blått), som kan ses på bilden nedan.

Atomerna i ett ämne som kallas ammoniak (NH 3) hålls samman av vätebindningar, precis som i en vattenmolekyl. Men det är mycket viktigt att komma ihåg att bindningarna i ammoniakmolekylen är svagare än i vattenmolekylen. Detta förklarar varför smält- och kokpunkterna för NH 3 är lägre jämfört med H 2 O.

Kemiska egenskaper

De två vanligaste metoderna för att framställa NH 3 ämne som kallas ammoniak. Industrin använder den så kallade Haber-processen, vars essens är att binda luftkväve och väte (erhållet från metan) genom att föra en blandning av dessa gaser under högt tryck över en uppvärmd katalysator.

I laboratorier är ammoniaksyntesen oftast baserad på interaktionen av koncentrerad ammoniumklorid med fast natriumhydroxid.

Låt oss gå vidare till en direkt undersökning av de kemiska egenskaperna hos NH 3.

1) NH3 fungerar som en svag bas. Det är därför som följande ekvation beskriver interaktionen med vatten:

NH3 + H2O = NH4 + + OH -

2) Också baserat på de grundläggande egenskaperna hos NH 3 är dess förmåga att reagera med syror och bilda motsvarande ammoniumsalter:

NH3 + HNO3 = NH4NO3 (ammoniumnitrat)

3) Tidigare sa man att en viss grupp metaller löses i flytande ammoniak. Vissa metaller kan dock inte bara lösas upp utan bilda föreningar med NH 3 som kallas amider:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH2 + H2

Na (fast) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (reaktionen utförs i närvaro av järn som katalysator)

4) När NH 3 interagerar med metallerna Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+, bildas motsvarande metallhydroxider och ammoniumkatjon:

Fe3+ + NH3 + H2O = Fe(OH)3 + NH4+

5) Resultatet av interaktionen av NH 3 med metallerna Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ är oftast motsvarande metallkomplex:

Cu2+ + NH3 + H2O = Cu(OH)2 + NH4+

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

Bildning och vidare väg av NH3 i människokroppen

Det är välkänt att aminosyror är en integrerad del av biokemiska processer i människokroppen. De är huvudkällan till NH 3, ett ämne som kallas ammoniak, resultatet av deras oxidativa deaminering (oftast). Tyvärr är ammoniak giftigt för människokroppen, den bildar lätt den ovan nämnda ammoniumkatjonen (NH 4+), som ackumuleras i celler. Därefter saktar de viktigaste biokemiska cyklerna ner, och som ett resultat minskar nivån av producerad ATP.

Det är inte svårt att gissa att kroppen behöver mekanismer för att binda och neutralisera den frigjorda NH 3. Diagrammet nedan visar källorna och några av de bindande produkterna av ammoniak i människokroppen.

Så kortfattat neutraliseras ammoniak genom bildandet av dess transportformer i vävnader (till exempel glutamin och alanin), genom utsöndring i urin, genom biosyntes av urea, vilket är det huvudsakliga naturliga sättet att neutralisera NH 3 i människan kropp.

Applicering av NH3 - ett ämne som kallas ammoniak

I modern tid är flytande ammoniak det mest koncentrerade och billigaste kvävegödselmedlet, som används inom jordbruket för ammoniakering av grov jord och torv. När flytande ammoniak tillförs jorden ökar antalet mikroorganismer, men det finns inga negativa konsekvenser, som till exempel från fasta gödselmedel. Figuren nedan visar en av de möjliga installationerna för flytande av ammoniakgas med flytande kväve.

När flytande ammoniak avdunstar absorberar den mycket värme från omgivningen och orsakar nedkylning. Denna egenskap används i kylenheter för att producera konstgjord is vid förvaring av färskvaror. Dessutom används det för att frysa jord under byggandet av underjordiska strukturer. Vattenhaltiga lösningar av ammoniak används i den kemiska industrin (det är ett industriellt icke-vattenhaltigt lösningsmedel), laboratoriepraxis (till exempel som lösningsmedel vid elektrokemisk produktion av kemiska produkter), medicin och hushållsbruk.

Först och främst, låt oss överväga strukturen för ammoniakmolekylen NH 3. Som du redan vet, på den yttre energinivån, innehåller kväveatomer fem elektroner, varav tre elektroner är oparade. Det är de som deltar i bildandet av tre kovalenta bindningar med tre väteatomer under bildandet av ammoniakmolekylen NH 3.

Tre vanliga elektronpar förskjuts mot den mer elektronegativa kväveatomen, och eftersom ammoniakmolekylen har formen av en triangulär pyramid (fig. 128), uppstår som ett resultat av förskjutningen av elektronpar en dipol, d.v.s. en molekyl med två stolpar.

Ris. 128.
Ammoniakmolekylens struktur

Ammoniakmolekyler (i flytande ammoniak) interagerar genom att binda med varandra:

Denna speciella typ av kemisk intermolekylär bindning, som du redan vet, kallas en vätebindning.

Ammoniak är en färglös gas med en stickande lukt, nästan dubbelt så lätt som luft. Ammoniak bör inte andas in under långa perioder eftersom det är giftigt. Denna gas smälter lätt vid normalt tryck och en temperatur på -33,4 °C. När flytande ammoniak avdunstar från omgivningen tas mycket värme upp, varför ammoniak används i kylaggregat.

Ammoniak är mycket lösligt i vatten: vid 20 °C löser sig cirka 710 volymer ammoniak i 1 volym vatten (Fig. 129). En koncentrerad (25 viktprocent) vattenlösning av ammoniak kallas ammoniakvatten eller ammoniakvatten, och en 10-procentig ammoniaklösning som används inom medicinen kallas ammoniak. I en vattenlösning av ammoniak bildas en svag förening - ammoniakhydrat NH 3 H 2 O.

Ris. 129.
"Ammoniakfontän" (löser ammoniak i vatten)

Om du lägger till några droppar fenolftalein till en ammoniaklösning blir lösningen röd, vilket indikerar en alkalisk miljö. Den alkaliska reaktionen av vattenhaltiga lösningar av ammoniak förklaras av närvaron av hydroxidjoner OH -:

Om en ammoniaklösning färgad med fenolftalein värms upp försvinner färgen (varför?).

Laboratorieförsök nr 30
Studera egenskaperna hos ammoniak

Ammoniak reagerar med syror och bildar ammoniumsalter. Denna interaktion kan observeras i följande experiment: ta med en glasstav eller ett glas fuktat med en ammoniaklösning till en annan stav eller ett glas fuktat med saltsyra - tjock vit rök kommer att dyka upp (bild 130):

Ris. 130.
"Rök utan eld"

Så tro efter detta talesätt att det inte finns någon rök utan eld.

Både en vattenlösning av ammoniak och ammoniumsalter innehåller en speciell jon - ammoniumkatjon NH + 4, som spelar rollen som en metallkatjon. Ammoniumjonen bildas som ett resultat av bildandet av en kovalent bindning mellan en kväveatom med ett fritt (ensamt) elektronpar och en vätekatjon, som passerar till ammoniak från syra- eller vattenmolekyler:

När en ammoniumjon bildas är donatorn av ett fritt elektronpar kväveatomen i ammoniak, och acceptorn är vätekatjonen av en syra eller vatten.

Du kan själv förutsäga en annan kemisk egenskap hos ammoniak om du är uppmärksam på oxidationstillståndet för kväveatomer i den, nämligen -3. Naturligtvis är ammoniak det starkaste reduktionsmedlet, det vill säga dess kväveatomer kan bara ge upp elektroner, men inte acceptera dem. Således kan ammoniak oxideras antingen till fritt kväve (utan deltagande av en katalysator):

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

eller till kväveoxid (II) (i närvaro av en katalysator):

Inom industrin framställs ammoniak genom syntes från kväve och väte (bild 131).

Ris. 131.
Industriell installation (a) och system för industriell produktion av ammoniak (b)

I laboratoriet erhålls ammoniak genom inverkan av släckt kalk Ca(OH) 2 på ammoniumsalter, oftast ammoniumklorid:

Gasen samlas upp i ett kärl som är vänt upp och ner och känns igen antingen på lukten eller på blåheten av vått rött lackmuspapper eller på uppkomsten av vit rök när en med saltsyra fuktad sticka införs.

Ammoniak och dess salter används i stor utsträckning inom industri och teknik, jordbruk och vardagsliv. Deras huvudsakliga användningsområden visas i figur 132.

Ris. 132.
Användning av ammoniak och ammoniumsalter:
1.2 - i kylenheter; 3 - produktion av mineralgödselmedel; 4 - produktion av salpetersyra; 5 - för lödning; 6 - produktion av sprängämnen; 7 - inom medicin och i vardagen (ammoniak)

Nya ord och begrepp

1. Ammoniakmolekylens struktur.
2. Vätebindning.
3. Ammoniakens egenskaper: interaktion med vatten, syror och syre.
4. Donator-acceptormekanism för bildning av ammoniumjon.
5. Ta emot, samla och känna igen ammoniak.

.

Du vet att atomer kan kombineras med varandra för att bilda både enkla och komplexa ämnen. I det här fallet bildas olika typer av kemiska bindningar: joniska, kovalenta (icke-polära och polära), metalliska och väte. En av de viktigaste egenskaperna hos atomer av element som bestämmer vilken typ av bindning som bildas mellan dem - jonisk eller kovalent - Detta är elektronegativitet, dvs. förmågan hos atomer i en förening att attrahera elektroner.

En villkorad kvantitativ bedömning av elektronegativitet ges av den relativa elektronegativitetsskalan.

I perioder finns det en allmän tendens att elektronegativiteten hos element ökar, och i grupper - för deras minskning. Element är ordnade i en serie enligt deras elektronegativitet, på grundval av vilken elektronegativiteten hos element som finns i olika perioder kan jämföras.

Typen av kemisk bindning beror på hur stor skillnaden i elektronegativitetsvärdena för de anslutande atomerna i elementen är. Ju mer atomerna i de element som bildar bindningen skiljer sig åt i elektronegativitet, desto mer polär är den kemiska bindningen. Det är omöjligt att dra en skarp gräns mellan typerna av kemiska bindningar. I de flesta föreningar är typen av kemisk bindning mellanliggande; till exempel är en högpolär kovalent kemisk bindning nära en jonbindning. Beroende på vilket av de begränsande fallen en kemisk bindning är närmare till sin natur, klassificeras den som antingen en jonisk eller en kovalent polär bindning.

En jonbindning bildas genom växelverkan mellan atomer som skiljer sig kraftigt från varandra i elektronegativitet. Till exempel bildar de typiska metallerna litium (Li), natrium (Na), kalium (K), kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba) jonbindningar med typiska icke-metaller, främst halogener.

Förutom alkalimetallhalider bildas även jonbindningar i föreningar som alkalier och salter. Till exempel, i natriumhydroxid (NaOH) och natriumsulfat (Na 2 SO 4) existerar jonbindningar endast mellan natrium- och syreatomer (de återstående bindningarna är polära kovalenta).

När atomer med samma elektronegativitet interagerar bildas molekyler med en kovalent opolär bindning. En sådan bindning finns i molekylerna av följande enkla ämnen: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Kemiska bindningar i dessa gaser bildas genom delade elektronpar, d.v.s. när motsvarande elektronmoln överlappar varandra, på grund av elektron-kärnväxelverkan, som uppstår när atomer närmar sig varandra.

När man komponerar elektroniska formler för ämnen bör man komma ihåg att varje vanligt elektronpar är en konventionell bild av ökad elektrontäthet till följd av överlappningen av motsvarande elektronmoln.

När atomer interagerar, vars elektronegativitetsvärden skiljer sig åt, men inte skarpt, skiftar det vanliga elektronparet till en mer elektronegativ atom. Detta är den vanligaste typen av kemisk bindning, som finns i både oorganiska och organiska föreningar.

Kovalenta bindningar inkluderar också helt de bindningar som bildas av en donator-acceptormekanism, till exempel i hydronium- och ammoniumjoner.

Metallanslutning.

Den bindning som bildas som ett resultat av interaktionen av relativt fria elektroner med metalljoner kallas en metallisk bindning. Denna typ av bindning är karakteristisk för enkla ämnen - metaller.

Kärnan i processen för bildning av metallbindningar är som följer: metallatomer ger lätt upp valenselektroner och förvandlas till positivt laddade joner. Relativt fria elektroner, lösgjorda från atomen, rör sig mellan positiva metalljoner. En metallisk bindning uppstår mellan dem, d.v.s. elektroner, som det var, cementerar de positiva jonerna i kristallgittret av metaller.

Vätebindning.

En bindning som bildas mellan väteatomerna i en molekyl och en atom i ett starkt elektronegativt element(O,N,F) en annan molekyl kallas en vätebindning.

Frågan kan uppstå: varför bildar väte en sådan specifik kemisk bindning?

Detta förklaras av det faktum att atomradien för väte är mycket liten. Dessutom, när den förskjuter eller helt donerar sin enda elektron, får väte en relativt hög positiv laddning, på grund av vilken vätet i en molekyl interagerar med atomer av elektronegativa element som har en partiell negativ laddning som går in i kompositionen av andra molekyler (HF) H2O, NH3).

Låt oss titta på några exempel. Vi representerar vanligtvis vattensammansättningen med den kemiska formeln H 2 O. Detta är dock inte helt korrekt. Det skulle vara mer korrekt att beteckna vattnets sammansättning med formeln (H 2 O)n, där n = 2,3,4, etc. Detta förklaras av det faktum att enskilda vattenmolekyler är förbundna med varandra genom vätebindningar .

Vätebindningar betecknas vanligtvis med prickar. Det är mycket svagare än joniska eller kovalenta bindningar, men starkare än vanliga intermolekylära interaktioner.

Närvaron av vätebindningar förklarar ökningen av vattenvolymen med sjunkande temperatur. Detta beror på det faktum att när temperaturen sjunker blir molekylerna starkare och därför minskar tätheten av deras "packning".

När man studerade organisk kemi uppstod följande fråga: varför är kokpunkterna för alkoholer mycket högre än motsvarande kolväten? Detta förklaras av att det även bildas vätebindningar mellan alkoholmolekyler.

En ökning av kokpunkten för alkoholer uppstår också på grund av förstoringen av deras molekyler.

Vätebindning är också karakteristisk för många andra organiska föreningar (fenoler, karboxylsyror, etc.). Från kurser i organisk kemi och allmän biologi vet du att närvaron av en vätebindning förklarar proteiners sekundära struktur, strukturen hos dubbelspiralen av DNA, d.v.s. fenomenet komplementaritet.