Аміяк
| Аміяк | |
 | |
 | |
| Агульныя | |
|---|---|
| Хім. формула | NH3 |
| Фізічныя ўласцівасці | |
| Стан (ст. ум.) | газ |
| Адн. малек. маса | 17.0306 а. а. м. |
| Малярная маса | 17.0306 г/моль |
| Шчыльнасць | 0.0007723 (з.у.) |
| Тэрмічныя ўласцівасці | |
| Тэмпература плаўлення | -77.73 °C |
| Тэмпература кіпення | -33.34 °C |
| Крытычны пункт | 132.25 °C |
| Энтальпія ўтварэння (ст. ум.) | -45.94 кДж/моль |
| Хімічныя ўласцівасці | |
| pKa | 9.21 |
| Растваральнасць у вадзе | 89.9 (пры 0°C) |
| Класіфікацыя | |
| Рэг. нумар CAS | [] |
| PubChem | |
| Рэг. нумар EINECS | 231-635-3 |
| SMILES | |
| RTECS | BO0875000 |
| ChemSpider | |
Аміяк, (нітрыд вадароду, гідрыд азоту, хімічная формула — NH3) — бінарнае хімічнае злучэнне аднаго атама азоту з трыма атамамі вадароду.
Пры нармальных умовах бясколерны газ з рэзкім характэрным пахам (пах нашатырнага спірту), амаль удвая лягчэйшы за паветра, таксічны. Растваральнасць NH3 у вадзе надзвычай вялікая — каля 1200 аб’ёмаў (пры 0 °C) або 700 аб’ёмаў (пры 20 °C) у аб’ёме вады. Малекула аміяку мае форму трыганальнай піраміды з атамам азоту ў вяршыні. Хімічныя сувязі N-H — кавалентныя палярныя (D=1,48μ); на атаме азоту знаходзіцца непадзеленая электронная пара, то бок малекула аміяку палярная. Менавіта з гэтай прычыны аміяк добра раствараецца ў вадзе.
Хімічныя ўласцівасці
[правіць | правіць зыходнік]Водныя растворы аміяку праяўляюць слабыя асноўныя ўласцівасці (канстанта гідролізу Kг.=1,8*10-5).
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}{\vphantom {A}}^{+}{}+{}\mathrm {OH} {\vphantom {A}}^{-}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/4d95b324fc6a6499ef45dfea29f71effb7899741)
Наяўнасць непадзеленай электроннай пары абумоўлівае выскоія донарныя уласцівасці малекулы аміяку, то бок здольнасць рэагіраваць з мінеральнымі кіслотамі,
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {HBr} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Br} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aeb3739755e9333737d2729948be13da10d9556f)
А таксама ўтвараць комплексныя злучэнні.
- .
![{\displaystyle {\mathrm {AgNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}3\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}\mathrel {\longrightarrow } {}[\mathrm {Ag} (\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}]\mathrm {OH} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/aa1e8ada2f747d60270fe537e9e041eafa1d84b8)
З шчолачнымі металамі аміяк утварае аміды, іншыя ж металы ў рэакцыі з аміяком даюць нітрыды. Узаемадзеянне з галагенамі ідзе па-рознаму: у атмасферы фтору аміяк імгненна акісляецца да фтарыду азоту, хлор паступова замяшчае атамы вадароду, а ёд пры ўзаемадзеянні з водным растворам аміяку ўтварае чорны выбухованебяспечны асадак складу (NI3*NH3)n.
Атрыманне
[правіць | правіць зыходнік]У прамысловасці аміяк атрымліваюць па метадзе Габера-Боша узаемадзеяннем азоту з вадародам.
- .
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/44d6ed102215b1a399da5e875d4c63035a93020a)
Сумесь двух рэчываў прапускаецца пад ціскам праз каталізатар, ролю якога ў дадзеным працэсе грае губкаватае жалеза. Ціск зрушвае раўнавагу ў рэакцыі ўправа, а пастаянная тэмпература ў 450—500 °C павялічвае хуткасць рэакцыі[1]. У лабараторыі аміяк можна атрымаць награваннем сумесі цвёрдых хларыду амонію і гашанай вапны.
- .
![{\displaystyle {2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {Ca} (\mathrm {OH} ){\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {CaCl} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/1e5e92e1288f3dc11ad6c053a1ddc5271b6ebfd8)
Або дадаючы да цвёрдага хларыду амонію па кроплям шчолачы.
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {NaOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\uparrow {}{}+{}\mathrm {NaCl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/8c2a835e3277e61b81573f3a6957bec4b00d73d5)
Выкарыстанне
[правіць | правіць зыходнік]Аміяк выкарыстоўваецца ў вытворчасці азотнай кіслаты, соды, мачавіны, сінільнай кіслаты, мінеральных угнаенняў і інш. У халадзільнай тэхніцы носіць назву R717, дзе R — Refrigerant (холадагент), 7 — тып холадагенту (неарганічнае злучэнне), 17 — малекулярная маса.
У медыцыне 10%-ны раствор аміяку (нашатырны спірт) выкарыстоўваецца для пабуджэння дыхання пры страчванні прытомнасці, для стымуляцыі ванітаў. Аміяк мае і вонкавае прымяненне: пры ўкусах насякомых, для апрацоўвання рук падчас хірургічных аперацый і інш. Пры няправільным выкарыстанні аміяк можа выклікаць пухіры страўніка і стрававода, рэфлекторнае спыненне дыхання (пры высокіх канцэнтрацыях).
Зноскі
- ↑ Неорганическая химия : в 3 т. / Ю. Д. Третьяков [и др.]. — М. : Академия, 2004—2007. — Т. 2 : Химия непереходных элементов / А. А. Дроздов, М. Е. Тамм, Ю. Д. Третьяков [и др.]. — 2004. — 368 с.
Літаратура
[правіць | правіць зыходнік]- Беларуская энцыклапедыя: У 18 т. Т. 1: А — Аршын / Рэдкал.: Г. П. Пашкоў і інш. — Мн. : БелЭн, 1996. — Т. 1. — С. 319. — 552 с. — 10 000 экз. — ISBN 985-11-0035-8. — ISBN 985-11-0036-6 (т. 1).
- Химический словарь школьника / Б. Н. Кочергин, Л. Я. Горностаева, В. М. Макаревский, О. С. Аранская. — Мн.: Народная асвета, 1990. — 255 с. — 75 000 экз. — ISBN 5-341-00127-3. (руск.)
Спасылкі
[правіць | правіць зыходнік]- Аммиак // ХиМиК.ру (руск.)
- Бельский В. К. Аммиак Архівавана 15 жніўня 2014. // Вялікая савецкая энцыклапедыя (руск.)
- Аммиак Архівавана 12 чэрвеня 2013. // Энцыклапедыя Кругасвет (руск.)
Слоўнікі і энцыклапедыі | |||||
|---|---|---|---|---|---|
| |||||
