Аммиак NH₃

Аммиак был впервые получен путем синтеза из азота и водорода. Оптимальные условия для протекания этой реакции включают давление в кПа, температуру °C и наличие подходящего катализатора. Реакция синтеза аммиака экзотермична, поэтому, согласно принципу Ле Шателье, равновесие смещается в сторону образования продукта (аммиака) при понижении температуры. Важно отметить, что образование аммиака сопровождается уменьшением объема, поскольку из четырех объемов реагентов (три объема и один объем ) получаются только два объема аммиака. Следовательно, с уменьшением объема снижается и давление. Для смещения равновесия вправо, то есть в сторону образования аммиака, необходимо поддерживать высокое давление. Для ускорения реакции используют катализатор. Аммиак – это бесцветный газ с характерным резким запахом. Он очень хорошо растворяется в воде. Из пяти электронов на внешней оболочке атома азота в образовании химической связи с атомами водорода участвуют только три р-электрона ( -гибридизация), а неподеленная пара электронов имеет четкую ориентацию в пространстве. Молекула аммиака, отдавая свою пару электронов, действует как донор электронов, а ион водорода — как акцептор. Такой тип ковалентной связи называют донорно-акцепторной. При взаимодействии протона с молекулой аммиака положительный заряд равномерно распределяется по всему иону аммония. Подобным образом аммиак взаимодействует с водой и другими веществами, способными отдавать протоны, например, с кислотами. Во всех этих реакциях аммиак проявляет основные свойства. При взаимодействии ионов NH₄+ и ОН- снова образуются NH₃ и H₂O, то есть ионное соединение NH₄OH (гидроксид аммония) не образуется. Корректнее считать, что между NH₃ и H₂O существует водородная связь. В результате реакции образуется желто-бурый осадок [Hg₂NH₂I₂]I — иодид дииодо-амидодиртути(II). Поскольку кислоты отщепляют протон легче, чем вода, концентрация ионов NH₄+ в растворе значительно выше. Водный раствор аммиака — слабое основание. Соли аммония можно получить не только при взаимодействии газообразного аммиака с кислотами, но и водных растворов аммиака с кислотами.Аммиак способен взаимодействовать с металлами. В ходе такой реакции атомы водорода могут замещаться на атомы металла, образуя амиды. Например, реакция с натрием протекает следующим образом: Эта реакция демонстрирует кислотные свойства газообразного аммиака, хотя они и выражены довольно слабо. Аммиак также проявляет свойства восстановителя. Это объясняется тем, что азот в аммиаке находится в степени окисления -3 и может легко отдавать электроны, окисляясь до N₂ или N(II). Примеры реакций, демонстрирующих восстановительные свойства аммиака: а) Окисление аммиака галогенами до свободного азота: б) Горение аммиака в кислороде зеленовато-желтым пламенем: в) Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора с образованием оксида азота(II): Эта реакция имеет большое практическое значение, так как на ней основан промышленный способ получения азотной кислоты. Будучи восстановителем, аммиак также может восстанавливать некоторые металлы из их оксидов: При температуре 300°C аммиак реагирует с хлоратом калия, окисляясь до нитрат-иона: Жидкий аммиак является сильным ионизирующим растворителем.В жидком аммиаке некоторые вещества проявляют кислотные или основные свойства. Например, соединения с формулой CClH и NHNHО ведут себя как кислоты, а производные NH (амиды) — как основания. Жидкий аммиак широко применяется в промышленности. Устойчивые кристаллические соли тетраэдрического иона NHJ, как правило, растворимы в воде. В солях аммония катион NHj имеет заряд +1. Соли аммония — это кристаллические вещества, напоминающие по своей структуре соли калия и рубидия. Они обладают ионным характером и практически полностью диссоциируют на ионы. В отличие от солей щелочных металлов, соли аммония легко разлагаются при нагревании. Однако при охлаждении аммиак и хлороводород снова взаимодействуют, образуя исходную молекулу NHCl. При обратимом разложении солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак, то есть происходит частичное разложение. Соли аммония химически очень активны. Например, при нагревании с растворами гидроксидов соли аммония вступают в реакцию обмена с выделением аммиака. Соли аммония, в которых анион проявляет выраженные окислительные свойства, при нагревании подвергаются окислительно-восстановительным превращениям, вследствие чего разложение таких солей протекает необратимо.В реакциях с солями аммония ион NH₄⁺ окисляется, а анион восстанавливается. Соли аммония широко применяются. Хлорид аммония NH₄Cl (нашатырь) используется при паянии и лужении металлов, а также в изготовлении гальванических элементов. При контакте нагретого металла с NH₄Cl происходит очистка его поверхности от оксидной пленки: В медицине NH₄Cl применяют при отеках сердечного происхождения для усиления действия ртутных диуретиков. Он также обладает отхаркивающим действием. Сульфат аммония (NH₄)₂SO₄ и нитрат аммония NH₄NO₃ используются как удобрения, причем в NH₄NO₃, называемом аммиачной селитрой, содержание усвояемого азота выше, чем в других солях аммония. Нитрат аммония в смеси с горючими веществами (например, углем и алюминием) используется как взрывчатое вещество (аммоналы). Гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃ применяется в хлебопечении (в основном в кондитерском деле) для придания тесту необходимой пористости. Действие основано на его способности разлагаться с выделением газов, которые и создают пористость: Гидразин NH₂—NH₂ можно рассматривать как производное аммиака, в котором один атом водорода замещен группой —NH₂. Степень окисления азота в этом соединении равна -2. Гидразин — полярное соединение, его структура показана на рисунке: ## Гидразин Структура гидразина

В обычных условиях гидразин представляет собой бесцветную жидкость с температурой кипения 113,5°С. Будучи бифункциональным основанием, он способен к собственной ионизации, образуя как катион, так и анион:

В водных растворах наблюдается следующая ионизация:

Благодаря этому возможно образование двух рядов солей гидразина, например, N₂H₅Cl и N₂H₆Cl₂. Соли катиона N₂H₅⁺ устойчивы в водных растворах, в то время как соли N₂H₄²⁺ подвержены сильному гидролизу. Гидразин и соли гидразоний-иона проявляют большую устойчивость по сравнению с аммиаком и его солями.