Молярная масса аммиака


Аммиак — Википедия

Аммиак (аз юн. hals ammoniakos – навшодир), NH3, пайвасти содатарини нитроген бо ҳидроген. Дар табиат дар натиҷаи таҷзияи моддаҳои нитрогендори органикӣ ҳосил мешавад.

Хосияти физикӣ[вироиш]

Амиак гази беранг буда, бӯи тези нафасгир дорад; зичиаш 0,7714 кг/м3, ҳарор. ҷӯшиш –33, 35°С, ҳарорати гудозиш –77, 70°С. Омехтаи аммиаки хушк бо ҳаво метаркад.

Хосияти кимиёӣ[вироиш]

Аммиак моддаи хеле фаъол аст. Аз ҳисоби ҷуфти электронҳои тақсимнагаштаи нитроген ба реаксия медарояд. Бинобар ба молекулаи аммиак пайваст гаштани протон иони аммоний NH+4 ҳосил мешавад. Он ҳамчун иони металлҳои ишқорӣ бо об ва аниони кислотаҳо пайваст шуда, гидроксиди аммоний NH4OH ва намак ҳосил мекунад. Барои аммиак реаксияи ҷойгирӣ низ хос аст. Металлҳои ишқорӣ ва ишқорзаминӣ бо аммиаки моеъ ё газшакл ба реаксия дохил шуда нитрид (Na3N) ё амид (NaNН2) ҳосил мекунанд. Аммиак бо сулфур, галогенҳо, карбон, СО2 ва ғ. низ ба реаксия медарояд. Дар лаборатория аммиакро дар натиҷаи бо оҳаки шукуфта гарм кардани хлориди аммоний ҳосил мекунанд.

2NH4C1+Са(ОН)2 = СаСl2+2H2О+2NH3

Ҳоло аммиак аз нитроген ва гидроген синтез карда мешавад. Усули мазкур, ки олими немис Ф. Габер (1908) пешниҳод кардааст, дар Комб. нуриҳои нитрогендори Вахш истифода мегардад. Усули нисбатан камхарҷи синтези аммиак конверсияи газҳои карбогидридӣ мебошад. Дар мавриди он чун ашёи хом гази табиӣ ва газҳои ҳамроҳи нефт дучороянда ба кор мераванд. Аммиак барои рустанӣ аҳамияти калон дорад. Аминокислотаҳо, ки барои синтези сафеда маводи зарурианд, бидуни аммиак ҳосил шуда наметавонанд. Аммиак дар ҳуҷайраи растанӣ ба аминокислотаҳо табдил меёбад.

Миқдори нитрогени аммиаки хок ба бисёр омилҳо – нурӣ, агротехника, реаксияи хок ва ғ. вобаста аст. Аммиакоб ва аммиаки беоб дар боғдорӣ чун нуриҳои аммиакдор кор фармуда мешаванд. Дар таркиби ангур ҳангоми ранг овардан миқдори аммиак афзуда, баъди пухтани он кам мегардад. Аммиак ҳангоми майхобонӣ низ каму беш пайдо шуданаш мумкин аст. Дар чунин мавридҳо таъми май бад мешавад. Дар таркиби майи сафеди хушсифат миқдори аммиак аз 10 мг/дм3 ва дар таркиби майи гулгун аз 20 мг/дм3 зиёд буданаш ҷоиз нест. Аммиакро барои ҳосил кардани кислотаи нитрат, намакҳои нитрогендор, карбамид, кислотаи сианид, сода ва ғ. истифода мебаранд.

Аммиак гази заҳрнок буда, пардаҳои луобиро сахт меангезад. Ҳангоми заҳролуд шудани чашм ва роҳи нафасро месӯзонад, нафасро танг мекунад. Аммиакро дар баллонҳои зард, ки бо ранги сиёҳ «Аммиак» навишта шудааст, нигоҳ медоранд.

  • Технология связанного азота, М., 1966;
  • Израэльсон З. И., Гигиена труда в производстве аммиака, М., 1989;
  • Пожаровзрывоопасность веществ и материалов и средства их тушения, М., 1990;
  • Лисочкин Я. А. (ва диг.), О глобальных кинетических параметрах для определения пределов и периодов индукции самовоспламенения смесей метана, аммиака, кислорода и азота, маҷ. «Физика горения и взрыва», № 3, 2004.

tg.wikipedia.org

Физические и химические свойства аммиака

Формула – NH3. Молярная масса – 17 г/моль.

Физические свойства аммиака

Аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см3.

Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB3. В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp3. Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB3E – тригональная пирамида (рис. 1).

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (катализатор – платина)

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

NH3 + H2O ↔ NH4OH ↔ NH4+ + OH

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH3 + HCl = NH4Cl

NH4Cl = NH3 + HCl (при нагревании)

Получение аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH4Cl + KOH = NH3↑ + KCl + H2O

NH4+ + OH = NH3↑+ H2O

Эта реакция является качественной на ионы аммония.

Применение аммиака

Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Аммиак — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Аммиак почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007[1]. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

  • Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
  • Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
Ko=1,8·10−5
  • Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
  • Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2, называются амидами, NH2− — имидами, а N3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН и NH2, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

и в спиртах:

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.

  • При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

  • Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
  • С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
(гидрохлорид метиламмония)
  • При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Крупнейшие месторождения нашатыря (нушадир) в эпоху средневекового мусульманского ренессанса были расположены в Мавераннахре и в Сицилии. Первое месторождение было много более важным, по нему в частности в Европе, это лекарство с давних пор называлось "татарской солью". В 11 веке афганец ал-Худжвири рассказывал, что он видел на границе ислама в одном тюркском городе горящую гору, из которой вырывались пары аммиака, "посреди пламени была мышь, которая издохла, когда покинула раскаленный зной"

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявлется его сходство с водой:

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10−33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na4Pb9.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH3)6] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3.

Растворенный в NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH2, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H2O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO3)2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.

По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием.

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³[2].

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³[3]. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³[4]. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

Раздражение полости рта проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области[5].

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты; также, в составе нашатырно-анисовых капель - в качестве муколитического (отхаркивающего) средства. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Противоморозная добавка для сухих строительных растворов, относящаяся к ускорителям. Рекомендуемая дозировка — 2…8 % массы компонентов сухой смеси в зависимости от температуры применения. Аммиачная вода — продукт (NH3*H2O), представляющий собой газообразный аммиак NН3, растворенный в воде.

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

+ 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер)[6]. В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Расходные нормы на тонну аммиака[править | править исходный текст]

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе — 900 нм³ [7][8][9][10][11].

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 нм³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм³.[12]

Украинские производители потребляют от 750 нм³[13] до 1170 нм³[14] природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7 — 7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака[15].

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

Производители аммиака в России

Компания 2006, тыс. т 2007, тыс. т
ОАО «Тольяттиазот» 2 635 2 403,3
ОАО НАК «Азот» 1 526 1 514,8
ОАО «Акрон» 1 526 1 114,2
ОАО «Невинномысский азот», г. Невинномысск 1 065 1 087,2
ОАО «Минудобрения» (г. Россошь) 959 986,2
КОАО «АЗОТ» 854 957,3
ОАО «Азот» 869 920,1
ОАО «Кирово-Чепецкий хим. комбинат» 956 881,1
ОАО Череповецкий «Азот» 936,1 790,6
ЗАО «Куйбышевазот» 506 570,4
ОАО «Газпром Нефтехим Салават» 492 512,8
«Минеральные удобрения» (г. Пермь) 437 474,6
ОАО «Дорогобуж» 444 473,9
ОАО «Воскресенские минеральные удобрения» 175 205,3
ОАО «Щекиноазот» 58 61,1
ООО «МенделеевскАзот» - -
Итого 13 321,1 12 952,9

На долю России приходится около 9 % мирового выпуска аммиака. Россия — один из крупнейших мировых экспортеров аммиака. На экспорт поставляется около 25 % от общего объёма производства аммиака, что составляет около 16 % мирового экспорта.

Производители аммиака на Украине

  • Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные — черными.[16]
  • Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры[16]
  • 18 апреля 2013 года в городе Вест штата Техас произошёл взрыв на заводе удобрений,аммиачное облако двинулось в стороны соседних городов.
  • 6 августа 2013 года на концерне «Стирол» (г. Горловка Донецкой области) произошёл взрыв. Поврежден аммиакопровод. Погибло 6 человек.
  • Аммиак также содержится в некоторых видах сигарет.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
  • Акимова Л. Д. Изучающим основы холодильной техники. — М., 1996.
  • Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. Химия. — Мн.: Народная асвета, 2007.

web.archive.org

Аммиак: свойства и все характеристики

Характеристики и физические свойства аммиака

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% NH3 (масс.) и имеет плотность 0,91 г/см3. Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. С повышением температуры растворимость аммиака уменьшается.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH3×H2O, плавящийся при -79oС. Известен также кристаллогидрат состава 2NH3×H2O.

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Таблица 1. Физические свойства аммиака.

Молекулярная формула

NH3

Молярная масса, г/моль

17

Плотность, г/см3

0,6826

Температура плавления, oС

195,42

Температура кипения, oС

239,74

Растворимость в воде (0oС), г/100мл

89,9

Получение аммиака

В лаборатории аммиак обычно получают6 нагревая хлорид аммония с гашеной известью:

2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑.

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким натром).

Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами.

Если пропускать ток NH3 по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

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

При других условиях аммиак может окисляться до оксида азота NO.

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуются амиды металлов. Так, пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH2 в виде бесцветных кристаллов:

2Na + 3NH3 = 2NaNH2 + H2.

Аммиак реагирует с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в растворе, нейтрализуя их и образуя соли аммония. Например, с соляной кислотой получается хлорид аммония NH4Cl:

NH3 + HCl = NH4Cl.

Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:

NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH.

Применение аммиака

Аммиак – одно из важнейших соединений азота: в больших количествах он расходуется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ, полимеров, азотной кислоты и соды, используется в качестве холодильного агента в морозильных установках, а также в медицине.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Молярная масса аммиака, свойства, применение

Среди соединений азота с водородом особое место принадлежит аммиаку. Он является важнейшим продуктом химического производства и применяется во многих отраслях деятельности человека. В нашей статье мы ознакомимся с молярной массой аммиака и изучим его основные физические и химические свойства.

Строение молекулы

Вещество имеет формулу NH3, атомы водорода связаны с центральной частицей азота ковалентными полярными связями. Общие электронные пары сильно смещены к атому азота, поэтому молекулы представляют собой диполи. Между ними возникают слабые водородные связи, которые обуславливают прекрасную растворимость соединения в воде. Так, один ее объем может поглотить до 700 частей NH3. Молярная масса аммиака составляет 17 г/моль. Раствор вещества в воде называют нашатырным спиртом или аммиачной водой. Его применяют в медицине при обморочных состояниях, так как вдыхание паров вещества возбуждает центры дыхания в коре головного мозга.

Физическая характеристика

Газообразный аммиак почти вдвое легче воздуха, не имеет цвета. При охлаждении до -33,4 или увеличении давления он быстро сжижается, переходя в бесцветную жидкую фазу. Газ легко распознают, так как запах аммиака специфический и очень резкий.

Соединение легко растворяется в воде, образуя нашатырный спирт. При его кипячении молекулы NH3 быстро испаряются. Аммиак является токсическим веществом, поэтому все химические опыты с ним требуют проведения под вытяжкой с большой осторожностью. Вдыхание паров газа вызывает раздражение слизистой оболочки органа зрения, боль в желудке и одышку.

Гидроксид аммония

В растворе аммиачной воды присутствует три вида частиц: гидраты аммиака, анионы гидроксильных групп и катионы аммония NH4+. Присутствие гидроксид-ионов придает раствору нашатырного спирта щелочную реакцию. Ее можно обнаружить с помощью индикаторов, например, бесцветного фенолфталеина, который в аммиачной воде становится малиновым. В процессе взаимодействия гидроксильных анионов с катионами аммония вновь образуются частицы аммиака, молярная масса которого составляет 17 г/моль, а также молекулы воды. При их взаимодействии между собой, частицы связываются водородными связями. Поэтому водный раствор вещества можно выразить формулой NH4OH, он получил название гидроксида аммония. Соединение проявляет слабые щелочные свойства.

Особенности иона Nh5+

Сложный ион аммония формируется с помощью донорно-акцепторного механизма образования ковалентной связи. Атом азота выступает в роли донора и предоставляет два своих электрона, которые становятся общими. Ион водорода отдает свободную ячейку, становясь акцептором. В результате соединения катионов аммония и гидроксид-ионов появляются молекулы аммиака, запах которого ощущается сразу, и воды. Равновесие реакции смещается влево. Во многих веществах частицы аммония аналогичны положительным ионам одновалентных металлов, например, в формулах солей: NH4Cl, (NH4)2SO4 – хлориде и сульфате аммония.

Реакции с кислотами

Аммиак вступает в реакции со многими неорганическими кислотами с образованием соответствующих солей аммония. Например, в результате взаимодействия хлоридной кислоты и NH3 получим хлористый аммоний:

NH3 + HCl = NH4Cl

Это реакция присоединения. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак, температура кипения которого составляет -33,34 °C. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Если соль аммония образована сильной кислотой, то раствор ее имеет кислую реакцию. Она обусловлена избыточным количеством ионов водорода, которые можно обнаружить с помощью индикатора – лакмуса, изменяющего свою фиолетовую окраску на красную.

Как измеряется молярная масса

Если порция вещества содержит 6,02×1023 структурных единиц: молекул, атомов или ионов, то речь идет о величине, которая называется числом Авогадро. Она соответствует молярной массе, г/моль – это единица ее измерения. Например, в 17 граммах аммиака содержится число Авогадро молекул или 1 моль вещества, а в 8,5 граммах – 0,5 моль и т. д. Молярная масса – специфическая единица, применяемая в химии. Она не равнозначна физической массе. Существует еще одна единица измерения, которая используется при химических расчетах. Это масса 1 моля эквивалента аммиака. Она равна произведению молярной массы на фактор эквивалентности. Именуется молярной массой эквивалента аммиака и имеет размерность - моль/л.

Химические свойства

Газообразный аммиак – горючее вещество. В атмосфере кислорода или горячего воздуха он сгорает с образованием свободного азота и паров воды. Если в реакции применять катализатор (платину или окись трехвалентного хрома), то продукты процесса будут другими. Это - монооксид азота и вода:

Nh4+O2→NO+h3O

Эту реакцию называют каталитическим окислением аммиака. Она является окислительно-восстановительной, в ней аммиак, молярная масса равна 17 г/моль, проявляет сильные восстановительные свойства. Он способен также реагировать с оксидом меди, восстанавливая его до свободной меди, газообразного азота и воды. Газ может реагировать с концентрированной соляной кислотой и в отсутствии воды. Известен опыт, который называют: дым без огня. Одну стеклянную палочку погружают в нашатырный спирт, а другую – в концентрированную хлоридную кислоту, затем их сближают. Наблюдают появление белого дыма, который выделяют образующиеся мелкие кристаллы хлорида аммония. Такого же эффекта можно добиться, если поставить пробирки с двумя растворами рядом. Уравнение аммиака с хлоридной кислотой было приведено нами выше.

При сильном нагревании молекулы вещества разлагаются на свободный азот и водород:

2Nh4 ⇄ N2 + 3h3

Как распознать ион Nh5+

Соли аммония реагируют не только с кислотами, но и со щелочами. В результате выделяется газообразный аммиак, что легко определяют органом обоняния. Это доказывает, что данная соль содержит ион аммония.

Более точным показателем того, что при взаимодействии щелочи и сульфата аммония выделяется катион NH4+,служит влажная универсальная лакмусовая бумага. Она изменяет свой цвет с красного на синий.

Промышленный синтез аммиака

Газообразное соединение добывают прямой реакцией соединения водорода, полученного конверсией из воды, и азота, выделенного из воздуха. Процесс является каталитическим (используют металлическое железо, содержащее примеси окислов калия и алюминия). При этом учитывают тот факт, что температура кипения аммиака составляет -33,4 °С. Экзотермическая реакция синтеза аммиака требует повышения давления в реагирующей газовой смеси до 450 – 460 °С. Чтобы повысить практический выход продукта в обратимой реакции синтеза аммиака, регулируют чистоту реагентов, не допускают повышения температуры в колонне синтеза.

Где применяют аммиак и его соли

Физические и химические характеристики вещества обуславливают его использование в различных сферах промышленности. Наибольшее его количество используют для синтеза нитратной кислоты, азотсодержащих солей аммония, соды по аммиачному способу, карбамида. В холодильных установках вещество применяют, благодаря его способности испаряться, одновременно поглощая избыток тепла. Аммиачную воду и жидкий аммиак используют в качестве азотного удобрения.

fb.ru

Хлорид аммония — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Хлорид аммония (хлористый аммоний; техническое название — нашаты́рь) — неорганическое соединение, соль аммония с химической формулой NH4Cl, белый кристаллический слегка гигроскопичный порошок без запаха.

В природе хлорид аммония представлен минералом нашатырь, от араб. ‎ﻧﺸﺎﺩﺭ (nūšādir) — «аммиак»[3].

Бесцветные или белые кристаллы кубической сингонии (а = 0,38758 нм, z = 1, пространственная группа Pm3m). Относительная плотность d420{\displaystyle d_{4}^{20}} = 1,526. Кубическая модификация стабильна ниже температуры 184,3 °C. Соединение возгоняется при 337,6 °C с разложением на аммиак и соляную кислоту[4][5].

Хорошо растворим в воде (37,2 г / 100 мл), жидком аммиаке. Водные растворы вследствие гидролиза имеют слабокислую реакцию. Температура кипения насыщенных водных растворов 116 °C[4].

Растворимость (безводного вещества в безводном растворителе): в этаноле — 0,6 г/100 г, в метаноле — 3,3 г/100 г.

Растворимость безводного NH4Cl (в г/100 г воды) при температуре
0 °C 10 °C 20 °C 30 °C 40 °C 50 °C 60 °C 70 °C 80 °C 90 °C 100 °C
29,4 33,3 37,2 41,4 45,8 50,4 55,2 60,2 65,6 71,3 77,3
  • реагирует с щелочами с выделением аммиака[5]:
Nh5Cl+NaOH→NaCl+h3O+Nh4↑{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+NaOH\rightarrow NaCl+H_{2}O+NH_{3}\uparrow }}}
Nh5Cl+AgNO3→AgCl↓+Nh5NO3{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+AgNO_{3}\rightarrow AgCl\downarrow +NH_{4}NO_{3}}}}
Nh5Cl+NaNO2→NaCl+N2↑+2h3O{\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+NaNO_{2}\rightarrow NaCl+N_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}
  • под действием электрического тока разлагается с образованием хлористого азота NCl3{\displaystyle {\mathsf {NCl_{3}}}}

В промышленности хлорид аммония получают упариванием маточного раствора, остающегося после отделения гидрокарбоната натрия NaHCO3 после реакции, в которой углекислый газ пропускают через раствор аммиака и хлорида натрия.

Nh4+h3O+CO2+NaCl→NaHCO3+Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+H_{2}O+CO_{2}+NaCl\rightarrow NaHCO_{3}+NH_{4}Cl}}}

В лаборатории хлорид аммония получают взаимодействием хлороводорода с аммиаком при пропускании их через раствор NaCl.

Иногда используют реакцию взаимодействия аммиака с хлором:

8Nh4+3Cl2→N2+6Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {8NH_{3}+3Cl_{2}\rightarrow N_{2}+6NH_{4}Cl}}}

Реакция взаимодействия аммиака и соляной кислоты:

Nh4+HCl→Nh5Cl{\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+HCl\rightarrow NH_{4}Cl}}}

ru.wikipedia.org

Таблица. Молярная масса газов (г/моль = кг/кмоль) от азота до хлористого этила.

Таблица. Молярная масса газов (г/моль = кг/кмоль) от азота до хлористого этила.

Вещество (Газ) и его химическая формула Молярная масса, г/моль = кг/кмоль
Азот (N2) 28,016
Аммиак (NH3) 17,031
Аргон (Ar) 39,944
Ацетилен (C2H2) 26,04
Ацетон (C3H6O) 58,08
Н-бутан (C4h20) 58,12
Изо-бутан ( C4HJ0) 58,12
Н-бутиловый спирт ( C4HJ0O) 74,12
Вода (H2O) 18,016
Водород (h3) 2,0156
Воздух (сухой) 28,96
Н-гексан (C6HJ4) 86,17
Гелий (He) 4,003
Н-гептан (C7HJ6) 100,19
Двуокись углерода (CO2) 44,01
Н-декан ( C10h32) 142,30
Дифенил ( C12h20) 154,08
Дифениловый эфир ( CJ2H10O) 168,8
Дихлорметан ( CH2Cl2) 84,94
Диэтиловый эфир (C4H10O) 74,12
Закись азота (N2O) 44,016
Йодистый водород (HJ) 127,93
Кислород (O2) 32,00
Криптон (Kr) 83,7
Ксенон (Xe) 131,3
Метан (CH4) 16,04
Метиламин (CH5N) 31,06
Метиловый спирт (CH4O) 32,04
Неон (Ne) 20,183
Нитрозилхлорид (NOCl) 65,465
Озон (O3) 48,00
Окись азота (NO) 30,008
Окись углерода (CO) 28,01
Н-октан ( C8H18) 114,22
Н-пентан ( C5H12) 72,14
Изо-пентан ( C5H12) 72,14
Пропан ( C3H8) 44,09
Пропилен ( C3H6) 42,08
Селеновая кислота (H2Se) 80,968
Сернистый газ (SO2) 64,06
Сернистый ангидрид (SO3) 80,06
Сероводород (H2S) 34,08
Фосфористый водород (PH3) 34,04
Фреон 11 (CF3CI) 137,40
Фреон-12 (CF2CI2) 120,92
Фреон-13 (CFCI3) 114,47
Фтор (F2) 38,00
Фтористый кремний (SiF4) 104,06
Фтористый метил (CH3F) 34,03
Хлор (Cl2) 70,914
Хлористый водород (HCl) 36,465
Хлористый метил (CH3Cl) 50,49
Хлороформ (CHCl3) 119,39
Циан (C2N2) 52,04
Цианистая кислота (HCN) 27,026
Этан (C2H6) 30,07
Этиламин (C2H7N) 45,08
Этилен (C2h5) 28,05
Этиловый спирт (C2H6O) 46,07
Хлористый этил (C2H5Cl) 64,52

tehtab.ru

Аммиак Википедия

Запрос «Аммониак» перенаправляется сюда. На эту тему нужно создать отдельную статью (см. иноязычные аналоги).
Аммиак

({{{картинка}}})
({{{картинка3D}}})
Общие
Хим. формула NH3
Рац. формула NH3
Физические свойства
Состояние газ
Молярная масса 17.0306 г/моль
Плотность 0.7723 (н.у.)
Энергия ионизации 10,18 ± 0,01 эВ[2]
Термические свойства
Температура
 • плавления -77.73 °C
 • кипения -33.34 °C
 • самовоспламенения 651 ± 1 °C[1]
Пределы взрываемости 15 ± 1 об.%[2]
Критическая точка 132.25 °C
Энтальпия
 • образования -45.94 кДж/моль
Давление пара 8,5 ± 0,1 атм[2]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 9,21 ± 0,01[3]
Растворимость
 • в воде 89.9 (при 0 °C)
Классификация
Рег. номер CAS [7664-41-7]

ru-wiki.ru

Молярная масса аммиака, свойства, применение

Образование 28 февраля 2018

Среди соединений азота с водородом особое место принадлежит аммиаку. Он является важнейшим продуктом химического производства и применяется во многих отраслях деятельности человека. В нашей статье мы ознакомимся с молярной массой аммиака и изучим его основные физические и химические свойства.

Строение молекулы

Вещество имеет формулу NH3, атомы водорода связаны с центральной частицей азота ковалентными полярными связями. Общие электронные пары сильно смещены к атому азота, поэтому молекулы представляют собой диполи. Между ними возникают слабые водородные связи, которые обуславливают прекрасную растворимость соединения в воде. Так, один ее объем может поглотить до 700 частей NH3. Молярная масса аммиака составляет 17 г/моль. Раствор вещества в воде называют нашатырным спиртом или аммиачной водой. Его применяют в медицине при обморочных состояниях, так как вдыхание паров вещества возбуждает центры дыхания в коре головного мозга.

Физическая характеристика

Газообразный аммиак почти вдвое легче воздуха, не имеет цвета. При охлаждении до -33,4 или увеличении давления он быстро сжижается, переходя в бесцветную жидкую фазу. Газ легко распознают, так как запах аммиака специфический и очень резкий.

Соединение легко растворяется в воде, образуя нашатырный спирт. При его кипячении молекулы NH3 быстро испаряются. Аммиак является токсическим веществом, поэтому все химические опыты с ним требуют проведения под вытяжкой с большой осторожностью. Вдыхание паров газа вызывает раздражение слизистой оболочки органа зрения, боль в желудке и одышку.

Гидроксид аммония

В растворе аммиачной воды присутствует три вида частиц: гидраты аммиака, анионы гидроксильных групп и катионы аммония NH4+. Присутствие гидроксид-ионов придает раствору нашатырного спирта щелочную реакцию. Ее можно обнаружить с помощью индикаторов, например, бесцветного фенолфталеина, который в аммиачной воде становится малиновым. В процессе взаимодействия гидроксильных анионов с катионами аммония вновь образуются частицы аммиака, молярная масса которого составляет 17 г/моль, а также молекулы воды. При их взаимодействии между собой, частицы связываются водородными связями. Поэтому водный раствор вещества можно выразить формулой NH4OH, он получил название гидроксида аммония. Соединение проявляет слабые щелочные свойства.

Особенности иона Nh5+

Сложный ион аммония формируется с помощью донорно-акцепторного механизма образования ковалентной связи. Атом азота выступает в роли донора и предоставляет два своих электрона, которые становятся общими. Ион водорода отдает свободную ячейку, становясь акцептором. В результате соединения катионов аммония и гидроксид-ионов появляются молекулы аммиака, запах которого ощущается сразу, и воды. Равновесие реакции смещается влево. Во многих веществах частицы аммония аналогичны положительным ионам одновалентных металлов, например, в формулах солей: NH4Cl, (NH4)2SO4 – хлориде и сульфате аммония.

Реакции с кислотами

Аммиак вступает в реакции со многими неорганическими кислотами с образованием соответствующих солей аммония. Например, в результате взаимодействия хлоридной кислоты и NH3 получим хлористый аммоний:

NH3 + HCl = NH4Cl

Это реакция присоединения. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак, температура кипения которого составляет -33,34 °C. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Если соль аммония образована сильной кислотой, то раствор ее имеет кислую реакцию. Она обусловлена избыточным количеством ионов водорода, которые можно обнаружить с помощью индикатора – лакмуса, изменяющего свою фиолетовую окраску на красную.

Как измеряется молярная масса

Если порция вещества содержит 6,02×1023 структурных единиц: молекул, атомов или ионов, то речь идет о величине, которая называется числом Авогадро. Она соответствует молярной массе, г/моль – это единица ее измерения. Например, в 17 граммах аммиака содержится число Авогадро молекул или 1 моль вещества, а в 8,5 граммах – 0,5 моль и т. д. Молярная масса – специфическая единица, применяемая в химии. Она не равнозначна физической массе. Существует еще одна единица измерения, которая используется при химических расчетах. Это масса 1 моля эквивалента аммиака. Она равна произведению молярной массы на фактор эквивалентности. Именуется молярной массой эквивалента аммиака и имеет размерность - моль/л.

Химические свойства

Газообразный аммиак – горючее вещество. В атмосфере кислорода или горячего воздуха он сгорает с образованием свободного азота и паров воды. Если в реакции применять катализатор (платину или окись трехвалентного хрома), то продукты процесса будут другими. Это - монооксид азота и вода:

Nh4+O2→NO+h3O

Эту реакцию называют каталитическим окислением аммиака. Она является окислительно-восстановительной, в ней аммиак, молярная масса равна 17 г/моль, проявляет сильные восстановительные свойства. Он способен также реагировать с оксидом меди, восстанавливая его до свободной меди, газообразного азота и воды. Газ может реагировать с концентрированной соляной кислотой и в отсутствии воды. Известен опыт, который называют: дым без огня. Одну стеклянную палочку погружают в нашатырный спирт, а другую – в концентрированную хлоридную кислоту, затем их сближают. Наблюдают появление белого дыма, который выделяют образующиеся мелкие кристаллы хлорида аммония. Такого же эффекта можно добиться, если поставить пробирки с двумя растворами рядом. Уравнение аммиака с хлоридной кислотой было приведено нами выше.

При сильном нагревании молекулы вещества разлагаются на свободный азот и водород:

2Nh4 ⇄ N2 + 3h3

Как распознать ион Nh5+

Соли аммония реагируют не только с кислотами, но и со щелочами. В результате выделяется газообразный аммиак, что легко определяют органом обоняния. Это доказывает, что данная соль содержит ион аммония.

Более точным показателем того, что при взаимодействии щелочи и сульфата аммония выделяется катион NH4+,служит влажная универсальная лакмусовая бумага. Она изменяет свой цвет с красного на синий.

Промышленный синтез аммиака

Газообразное соединение добывают прямой реакцией соединения водорода, полученного конверсией из воды, и азота, выделенного из воздуха. Процесс является каталитическим (используют металлическое железо, содержащее примеси окислов калия и алюминия). При этом учитывают тот факт, что температура кипения аммиака составляет -33,4 °С. Экзотермическая реакция синтеза аммиака требует повышения давления в реагирующей газовой смеси до 450 – 460 °С. Чтобы повысить практический выход продукта в обратимой реакции синтеза аммиака, регулируют чистоту реагентов, не допускают повышения температуры в колонне синтеза.

Где применяют аммиак и его соли

Физические и химические характеристики вещества обуславливают его использование в различных сферах промышленности. Наибольшее его количество используют для синтеза нитратной кислоты, азотсодержащих солей аммония, соды по аммиачному способу, карбамида. В холодильных установках вещество применяют, благодаря его способности испаряться, одновременно поглощая избыток тепла. Аммиачную воду и жидкий аммиак используют в качестве азотного удобрения.

Источник: fb.ru

monateka.com

Молярная масса аммиака: основные свойства, расчет

Среди соединений азота с водородом особое место принадлежит аммиаку. Он является важнейшим продуктом химического производства и применяется во многих отраслях деятельности человека. В нашей статье мы ознакомимся с молярной массой аммиака и изучим его основные физические и химические свойства.

Строение молекулы

Вещество имеет формулу NH3, атомы водорода связаны с центральной частицей азота ковалентными полярными связями. Общие электронные пары сильно смещены к атому азота, поэтому молекулы представляют собой диполи. Между ними возникают слабые водородные связи, которые обуславливают прекрасную растворимость соединения в воде. Так, один ее объем может поглотить до 700 частей NH3. Молярная масса аммиака составляет 17 г/моль. Раствор вещества в воде называют нашатырным спиртом или аммиачной водой. Его применяют в медицине при обморочных состояниях, так как вдыхание паров вещества возбуждает центры дыхания в коре головного мозга.

Физическая характеристика

Газообразный аммиак почти вдвое легче воздуха, не имеет цвета. При охлаждении до -33,4 или увеличении давления он быстро сжижается, переходя в бесцветную жидкую фазу. Газ легко распознают, так как запах аммиака специфический и очень резкий.

Соединение легко растворяется в воде, образуя нашатырный спирт. При его кипячении молекулы NH3 быстро испаряются. Аммиак является токсическим веществом, поэтому все химические опыты с ним требуют проведения под вытяжкой с большой осторожностью. Вдыхание паров газа вызывает раздражение слизистой оболочки органа зрения, боль в желудке и одышку.

Гидроксид аммония

В растворе аммиачной воды присутствует три вида частиц: гидраты аммиака, анионы гидроксильных групп и катионы аммония NH4+. Присутствие гидроксид-ионов придает раствору нашатырного спирта щелочную реакцию. Ее можно обнаружить с помощью индикаторов, например, бесцветного фенолфталеина, который в аммиачной воде становится малиновым. В процессе взаимодействия гидроксильных анионов с катионами аммония вновь образуются частицы аммиака, молярная масса которого составляет 17 г/моль, а также молекулы воды. При их взаимодействии между собой, частицы связываются водородными связями. Поэтому водный раствор вещества можно выразить формулой NH4OH, он получил название гидроксида аммония. Соединение проявляет слабые щелочные свойства.

Особенности иона Nh5+

Сложный ион аммония формируется с помощью донорно-акцепторного механизма образования ковалентной связи. Атом азота выступает в роли донора и предоставляет два своих электрона, которые становятся общими. Ион водорода отдает свободную ячейку, становясь акцептором. В результате соединения катионов аммония и гидроксид-ионов появляются молекулы аммиака, запах которого ощущается сразу, и воды. Равновесие реакции смещается влево. Во многих веществах частицы аммония аналогичны положительным ионам одновалентных металлов, например, в формулах солей: NH4Cl, (NH4)2SO4 – хлориде и сульфате аммония.

Реакции с кислотами

Аммиак вступает в реакции со многими неорганическими кислотами с образованием соответствующих солей аммония. Например, в результате взаимодействия хлоридной кислоты и NH3 получим хлористый аммоний:

NH3 + HCl = NH4Cl

Это реакция присоединения. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак, температура кипения которого составляет -33,34 °C. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Соли аммония при нагревании разлагаются, при этом выделяется газообразный аммиак. Они также имеют хорошую растворимость в воде и способны к гидролизу. Если соль аммония образована сильной кислотой, то раствор ее имеет кислую реакцию. Она обусловлена избыточным количеством ионов водорода, которые можно обнаружить с помощью индикатора – лакмуса, изменяющего свою фиолетовую окраску на красную.

Как измеряется молярная масса

Если порция вещества содержит 6,02×1023 структурных единиц: молекул, атомов или ионов, то речь идет о величине, которая называется числом Авогадро. Она соответствует молярной массе, г/моль – это единица ее измерения. Например, в 17 граммах аммиака содержится число Авогадро молекул или 1 моль вещества, а в 8,5 граммах – 0,5 моль и т. д. Молярная масса – специфическая единица, применяемая в химии. Она не равнозначна физической массе. Существует еще одна единица измерения, которая используется при химических расчетах. Это масса 1 моля эквивалента аммиака. Она равна произведению молярной массы на фактор эквивалентности. Именуется молярной массой эквивалента аммиака и имеет размерность - моль/л.

Химические свойства

Газообразный аммиак – горючее вещество. В атмосфере кислорода или горячего воздуха он сгорает с образованием свободного азота и паров воды. Если в реакции применять катализатор (платину или окись трехвалентного хрома), то продукты процесса будут другими. Это - монооксид азота и вода:

Nh4+O2→NO+h3O

Эту реакцию называют каталитическим окислением аммиака. Она является окислительно-восстановительной, в ней аммиак, молярная масса равна 17 г/моль, проявляет сильные восстановительные свойства. Он способен также реагировать с оксидом меди, восстанавливая его до свободной меди, газообразного азота и воды. Газ может реагировать с концентрированной соляной кислотой и в отсутствии воды. Известен опыт, который называют: дым без огня. Одну стеклянную палочку погружают в нашатырный спирт, а другую – в концентрированную хлоридную кислоту, затем их сближают. Наблюдают появление белого дыма, который выделяют образующиеся мелкие кристаллы хлорида аммония. Такого же эффекта можно добиться, если поставить пробирки с двумя растворами рядом. Уравнение аммиака с хлоридной кислотой было приведено нами выше.

При сильном нагревании молекулы вещества разлагаются на свободный азот и водород:

2Nh4 ⇄ N2 + 3h3

Как распознать ион Nh5+

Соли аммония реагируют не только с кислотами, но и со щелочами. В результате выделяется газообразный аммиак, что легко определяют органом обоняния. Это доказывает, что данная соль содержит ион аммония.

Более точным показателем того, что при взаимодействии щелочи и сульфата аммония выделяется катион NH4+,служит влажная универсальная лакмусовая бумага. Она изменяет свой цвет с красного на синий.

Промышленный синтез аммиака

Газообразное соединение добывают прямой реакцией соединения водорода, полученного конверсией из воды, и азота, выделенного из воздуха. Процесс является каталитическим (используют металлическое железо, содержащее примеси окислов калия и алюминия). При этом учитывают тот факт, что температура кипения аммиака составляет -33,4 °С. Экзотермическая реакция синтеза аммиака требует повышения давления в реагирующей газовой смеси до 450 – 460 °С. Чтобы повысить практический выход продукта в обратимой реакции синтеза аммиака, регулируют чистоту реагентов, не допускают повышения температуры в колонне синтеза.

Где применяют аммиак и его соли

Физические и химические характеристики вещества обуславливают его использование в различных сферах промышленности. Наибольшее его количество используют для синтеза нитратной кислоты, азотсодержащих солей аммония, соды по аммиачному способу, карбамида. В холодильных установках вещество применяют, благодаря его способности испаряться, одновременно поглощая избыток тепла. Аммиачную воду и жидкий аммиак используют в качестве азотного удобрения.

autogear.ru

Ответы Mail.ru: молекулярная масса аммиачной воды?

Аммиачной водой называется раствор аммиака (Nh4) в воде (Н2О) . Устойчивого соединения с формулой Nh5OH не существует. Конечно молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды по типу: Н-О-Н.... Nh4. Но этот комплекс не является устойчивым соединением, и сразу же распадается обратно на молекулы воды и аммиака. Однако водный раствор аммиака проявляет щелочные свойства, так как очень небольшая часть (порядка 0,00001) от общего количества комплексов Н-О-Н.... Nh4 распадается не обратно на молекулы Н2О и Nh4, а на анионы Н-О (-) и катионы Nh5(+). Поэтому понятие молекулярная масса аммиачной воды - совершенно безграмотное. Но можно вести речь о средней молярной массе растворов аммиака в воде, аналогично тому, как мы ведем речь о средней молярной массе воздуха, хотя знаем о том, что молекул воздуха не существует, а имеется смесь молекул азота и кислорода, аргона углекислого газа, воды. Однако, средняя молярная масса водно-аммиачных растворов может лежать только в интервале 17...18, (17 для чистого аммиака, 18 - для чистой воды, и промежуточные значения, зависящие от концентрации аммиака в растворе. А про соединение Nh5OH - забудьте, нет такого соединения.

формула Nh5OH так и есть 35

touch.otvet.mail.ru


Смотрите также