3.3.1 Kovalentna veza - Ovo je dvocentrična dvoelektronska veza nastala zbog preklapanja elektronskih oblaka koji nose nesparene elektrone sa antiparalelnim spinovima. Po pravilu se formira između atoma jednog hemijskog elementa.
Kvantitativno, karakteriše ga valencija. Valencija elementa - to je njegova sposobnost da formira određeni broj hemijskih veza zbog slobodnih elektrona koji se nalaze u atomskoj valentnoj zoni.
Kovalentnu vezu formira samo par elektrona koji se nalazi između atoma. Zove se podijeljeni par. Preostali parovi elektrona nazivaju se usamljenim parovima. Oni pune školjke i ne učestvuju u vezivanju. Komunikaciju između atoma može vršiti ne samo jedan, već i dva ili čak tri zajednička para. Takve veze se nazivaju duplo i t roj - višestruke veze.
3.3.1.1 Kovalentna nepolarna veza. Veza koja se ostvaruje formiranjem elektronskih parova koji podjednako pripadaju oba atoma naziva se kovalentne nepolarne. Nastaje između atoma sa praktično jednakom elektronegativnošću (0,4 > ΔEO > 0) i, posljedično, ravnomjernom raspodjelom elektronske gustine između jezgara atoma u homonuklearnim molekulima. Na primjer, H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , itd. Dipolni moment takvih veza je nula. CH veza u zasićenim ugljovodonicima (na primjer, u CH 4) se smatra praktično nepolarnom, jer ΔEO = 2,5 (C) - 2,1 (H) = 0,4.
3.3.1.2 Kovalentna polarna veza. Ako molekulu formiraju dva različita atoma, tada se zona preklapanja elektronskih oblaka (orbitala) pomiče prema jednom od atoma, a takva veza se naziva polar . Sa takvom vezom, vjerovatnoća pronalaska elektrona u blizini jezgra jednog od atoma je veća. Na primjer, HCl, H 2 S, PH 3.
Polarna (asimetrična) kovalentna veza - povezanost između atoma različite elektronegativnosti (2 > ΔEO > 0,4) i asimetrične distribucije zajedničkog elektronskog para. Po pravilu se formira između dva nemetala.
Gustoća elektrona takve veze se pomera prema elektronegativnijem atomu, što dovodi do pojave na njemu delimičnog negativnog naboja (delta minus), a na manje elektronegativnom atomu - delimičnog pozitivnog naboja ( delta plus)
C - Cl
Smjer pomaka elektrona je također označen strelicom:
CCl, CO, CN, OH, CMg.
Što je veća razlika u elektronegativnosti vezanih atoma, to je veći polaritet veze i veći je njen dipolni moment. Dodatne sile privlačenja djeluju između parcijalnih naboja suprotnog predznaka. Stoga, što je veza polarnija, to je jača.
Osim polarizabilnost kovalentna veza ima imovinu sitost - sposobnost atoma da formira onoliko kovalentnih veza koliko ima energetski dostupnih atomskih orbitala. Treće svojstvo kovalentne veze je njena orijentacija.
3.3.2 Jonska veza. Pokretačka snaga njegovog formiranja je ista težnja atoma ka oktetnoj ljusci. Ali u brojnim slučajevima, takva "oktetna" ljuska može nastati samo kada se elektroni prenose s jednog atoma na drugi. Stoga, u pravilu, između metala i nemetala nastaje ionska veza.
Razmotrimo kao primjer reakciju između atoma natrija (3s 1) i fluora (2s 2 3s 5). Razlika u elektronegativnosti jedinjenja NaF
EO = 4,0 - 0,93 = 3,07
Natrijum, donirajući svoj 3s 1 elektron fluoru, postaje Na + jon i ostaje sa ispunjenom ljuskom 2s 2 2p 6, što odgovara elektronskoj konfiguraciji atoma neona. Potpuno istu elektronsku konfiguraciju dobija fluor, prihvatajući jedan elektron doniran natrijumom. Kao rezultat toga, između suprotno nabijenih jona nastaju sile elektrostatičkog privlačenja.
Jonska veza - ekstremni slučaj polarne kovalentne veze, zasnovan na elektrostatičkom privlačenju jona. Takva veza nastaje kada postoji velika razlika u elektronegativnosti vezanih atoma (EO > 2), kada manje elektronegativni atom gotovo u potpunosti odustane od svojih valentnih elektrona i pretvori se u kation, a drugi, elektronegativniji atom, spoji ovih elektrona i postaje anjon. Interakcija jona suprotnog predznaka ne ovisi o smjeru, a Kulonove sile nemaju svojstvo zasićenja. Zbog ovoga jonska veza nema prostora fokus I sitost , budući da je svaki ion povezan s određenim brojem protujona (koordinacijski broj jona). Zbog toga ionski vezani spojevi nemaju molekularnu strukturu i čvrste su tvari koje formiraju ionske kristalne rešetke, s visokim tačkama topljenja i ključanja, vrlo su polarne, često slične soli i električno provodljive u vodenim otopinama. Na primjer, MgS, NaCl, A 2 O 3. Jedinjenja s čisto ionskim vezama praktički ne postoje, jer uvijek postoji određena količina kovalentnosti zbog činjenice da se ne opaža potpuni prijelaz jednog elektrona u drugi atom; u naj"jonskim" supstancama udio joniteta veze ne prelazi 90%. Na primjer, u NaF, polarizacija veze je oko 80%.
U organskim jedinjenjima ionske veze su prilično rijetke, jer. atom ugljika teži da ne izgubi niti dobije elektrone da bi formirao ione.
Valence elementi u spojevima s ionskim vezama vrlo često karakteriziraju oksidacijskom stanju , što zauzvrat odgovara naboju jona elementa u datom spoju.
Oksidacijsko stanje je uslovni naboj koji atom dobije kao rezultat preraspodjele elektronske gustine. Kvantitativno, karakterizira ga broj elektrona pomaknutih iz manje elektronegativnog elementa u elektronegativniji. Pozitivno nabijeni ion nastaje od elementa koji je dao svoje elektrone, a negativni ion se formira od elementa koji je primio te elektrone.
Element u najviše oksidaciono stanje (maksimalno pozitivno), već je dao sve svoje valentne elektrone u ABD. A pošto je njihov broj određen brojem grupe u kojoj se element nalazi, onda najviše oksidaciono stanje za većinu elemenata i biće jednako broj grupe . U vezi najniže oksidaciono stanje (maksimalno negativan), tada se pojavljuje prilikom formiranja ljuske od osam elektrona, odnosno u slučaju kada je AVZ potpuno popunjen. Za nemetali izračunava se prema formuli broj grupe - 8 . Za metali je jednako nula jer ne mogu prihvatiti elektrone.
Na primjer, AVZ sumpora ima oblik: 3s 2 3p 4 . Ako atom odustane od svih elektrona (šest), tada će dobiti najviše oksidacijsko stanje +6 jednak broju grupe VI , ako je potrebno dva neophodna za kompletiranje stabilne ljuske, ona će steći najniže oksidaciono stanje –2 jednak Broj grupe - 8 \u003d 6 - 8 \u003d -2.
3.3.3 Metalna veza. Većina metala ima niz svojstava koja su opće prirode i razlikuju se od svojstava drugih supstanci. Takva svojstva su relativno visoke tačke topljenja, sposobnost reflektiranja svjetlosti, visoka toplinska i električna provodljivost. Ove karakteristike se objašnjavaju postojanjem posebne vrste interakcije u metalima – metalna veza.
U skladu sa položajem u periodnom sistemu, atomi metala imaju mali broj valentnih elektrona, koji su prilično slabo vezani za svoja jezgra i lako se mogu odvojiti od njih. Kao rezultat toga, u kristalnoj rešetki metala pojavljuju se pozitivno nabijeni ioni, lokalizirani na određenim pozicijama kristalne rešetke, a veliki broj delokaliziranih (slobodnih) elektrona kreće se relativno slobodno u polju pozitivnih centara i ostvaruje vezu između svi atomi metala zbog elektrostatičke privlačnosti.
Ovo je bitna razlika između metalnih veza i kovalentnih veza, koje imaju strogu orijentaciju u prostoru. Sile vezivanja u metalima nisu lokalizirane i nisu usmjerene, a slobodni elektroni koji formiraju "elektronski plin" uzrokuju visoku toplinsku i električnu provodljivost. Stoga je u ovom slučaju nemoguće govoriti o smjeru veza, jer su valentni elektroni raspoređeni gotovo ravnomjerno po kristalu. Upravo to objašnjava, na primjer, plastičnost metala, odnosno mogućnost pomjeranja jona i atoma u bilo kojem smjeru
3.3.4 Veza donor-akceptor. Pored mehanizma za stvaranje kovalentne veze, prema kojem zajednički elektronski par nastaje interakcijom dva elektrona, postoji i poseban mehanizam donor-akceptor . Leži u činjenici da kovalentna veza nastaje kao rezultat tranzicije već postojećeg (usamljenog) elektronskog para donator (dobavljač elektrona) za opću upotrebu donatora i akceptor (dobavljač slobodne atomske orbitale).
Nakon formiranja, ne razlikuje se od kovalentnog. Mehanizam donor-akceptor dobro je ilustrovan shemom za formiranje amonijum jona (slika 9) (zvezdice označavaju elektrone vanjskog nivoa atoma dušika):
Slika 9 - Šema formiranja amonijum jona
Elektronska formula AVZ atoma dušika je 2s 2 2p 3, odnosno ima tri nesparena elektrona koji ulaze u kovalentnu vezu sa tri atoma vodika (1s 1), od kojih svaki ima jedan valentni elektron. U tom slučaju nastaje molekul amonijaka NH 3 u kojem je sačuvan nepodijeljeni elektronski par dušika. Ako se proton vodika (1s 0) koji nema elektrone približi ovoj molekuli, tada će dušik prenijeti svoj par elektrona (donora) na ovu atomsku orbitalu vodika (akceptor), što će rezultirati formiranjem amonijum jona. U njemu je svaki atom vodika povezan sa atomom dušika zajedničkim elektronskim parom, od kojih je jedan ostvaren mehanizmom donor-akceptor. Važno je napomenuti da H-N veze nastale različitim mehanizmima nemaju nikakve razlike u svojstvima. Ovaj fenomen je zbog činjenice da u trenutku formiranja veze orbitale 2s– i 2p– elektrona atoma dušika mijenjaju svoj oblik. Kao rezultat, nastaju četiri potpuno identične orbitale.
Donori su obično atomi sa velikim brojem elektrona, ali sa malim brojem nesparenih elektrona. Za elemente perioda II, pored atoma dušika, takvu mogućnost imaju kisik (dva usamljena para) i fluor (tri usamljena para). Na primjer, ion vodonika H + u vodenim otopinama nikada nije u slobodnom stanju, jer se hidronijev ion H 3 O + uvijek formira iz molekula vode H 2 O i jona H +. Hidronijev ion je prisutan u svim vodenim otopinama , iako je zbog jednostavnosti pravopis sačuvan simbol H + .
3.3.5 Vodikova veza. Atom vodonika vezan za jako elektronegativan element (azot, kiseonik, fluor, itd.), koji „navlači“ na sebe zajednički elektronski par, doživljava nedostatak elektrona i dobija efektivno pozitivno naelektrisanje. Stoga je u stanju da stupi u interakciju sa usamljenim parom elektrona drugog elektronegativnog atoma (koji dobija efektivni negativni naboj) istog (intramolekularna veza) ili drugog molekula (intermolekularna veza). Kao rezultat toga, postoji vodoničnu vezu , što je grafički označeno tačkama:
Ova veza je mnogo slabija od ostalih hemijskih veza (energija njenog stvaranja je 10 – 40 kJ/mol) i uglavnom ima djelomično elektrostatički, dijelom donorsko-akceptorski karakter.
Vodonička veza igra izuzetno važnu ulogu u biološkim makromolekulama, kao što su neorganska jedinjenja kao što su H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Na primjer, O-H veze u H 2 O imaju primjetan polarni karakter sa viškom negativnog naboja – na atomu kisika. Atom vodonika, naprotiv, poprima mali pozitivni naboj + i može stupiti u interakciju s usamljenim parovima elektrona atoma kisika susjedne molekule vode.
Interakcija između molekula vode ispada prilično jaka, tako da čak i u vodenoj pari postoje dimeri i trimeri sastava (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 itd. ovaj tip se može pojaviti:
jer atom kiseonika ima dva usamljena para elektrona.
Prisustvo vodoničnih veza objašnjava visoke tačke ključanja vode, alkohola, karboksilnih kiselina. Zbog vodoničnih veza, vodu karakterišu tako visoke tačke topljenja i ključanja u poređenju sa H 2 E (E = S, Se, Te). Da nema vodoničnih veza, voda bi se topila na –100°C i ključala na –80°C. Uočeni su tipični slučajevi povezivanja za alkohole i organske kiseline.
Vodikove veze mogu nastati i između različitih molekula i unutar molekula ako ovaj molekul sadrži grupe sa donorskim i akceptorskim sposobnostima. Na primjer, intramolekularne vodikove veze igraju glavnu ulogu u formiranju peptidnih lanaca koji određuju strukturu proteina. H-veze utiču na fizička i hemijska svojstva supstance.
Vodikove veze ne formiraju atome drugih elemenata , jer su sile elektrostatičkog privlačenja suprotnih krajeva dipola polarnih veza (O-N, N-H itd.) prilično slabe i djeluju samo na malim udaljenostima. Vodik, koji ima najmanji atomski radijus, omogućava takvim dipolima da se toliko približe jedni drugima da privlačne sile postaju uočljive. Nijedan drugi element sa velikim atomskim radijusom nije sposoban da formira takve veze.
3.3.6 Sile intermolekularne interakcije (van der Waalsove sile). Godine 1873. holandski naučnik I. van der Waals sugerirao je da postoje sile koje uzrokuju privlačnost između molekula. Ove snage su kasnije nazvane van der Waalsovim snagama. – najsvestraniji oblik međumolekularne veze. Energija van der Waalsove veze je manja od vodonične veze i iznosi 2–20 kJ/∙mol.
Ovisno o načinu stvaranja sile, dijele se na:
1) orijentacioni (dipol-dipol ili ion-dipol) - nastaju između polarnih molekula ili između jona i polarnih molekula. Kada se polarni molekuli približavaju jedni drugima, oni su orijentisani na način da je pozitivna strana jednog dipola orijentisana prema negativnoj strani drugog dipola (slika 10).
|
Slika 10 - Interakcija orijentacije |
||||
2) indukcija (dipol - inducirani dipol ili ion - inducirani dipol) - nastaju između polarnih molekula ili jona i nepolarnih molekula, ali su sposobni za polarizaciju. Dipoli mogu djelovati na nepolarne molekule, pretvarajući ih u naznačene (inducirane) dipole. (Slika 11).
|
Slika 11 - Induktivna interakcija |
||||
3) disperzivni (inducirani dipol - inducirani dipol) - nastaju između nepolarnih molekula sposobnih za polarizaciju. U bilo kojoj molekuli ili atomu plemenitog plina nastaju fluktuacije električne gustoće, uslijed čega se pojavljuju trenutni dipoli, koji zauzvrat induciraju trenutne dipole u susjednim molekulima. Kretanje trenutnih dipola postaje koordinisano, njihova pojava i raspad se odvijaju sinhrono. Kao rezultat interakcije trenutnih dipola, energija sistema opada (slika 12).
|
Slika 12 - Interakcija disperzije |
|||||||
Molim vas pomozite sa hemijom. Navedite vrstu veze u molekulima NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... i dobili najbolji odgovor
Odgovor od Olge Lyabina[guru]
1) NH3 tip priključka cov. polar. U formiranju veze učestvuju tri nesparena elektrona azota i po jedan elektrona vodonika. nema pi veza. sp3 hibridizacija. Oblik molekule je piramidalan (jedna orbita ne sudjeluje u hibridizaciji, tetraedar se pretvara u piramidu)
CaCl2 tip veze je jonski. U formiranju veze učestvuju dva elektrona kalcijuma po s orbitali, koji prihvataju dva atoma hlora, dovršavajući njihov treći nivo. bez pi veza, tip sp hibridizacije. nalaze se u prostoru pod uglom od 180 stepeni
Al2O3 tip veze je jonski. tri elektrona sa s i p orbitala aluminijuma učestvuju u formiranju veze, koju kiseonik prihvata, dovršavajući njen drugi nivo. O=Al-O-Al=O. postoje pi veze između kiseonika i aluminijuma. sp najvjerovatniji tip hibridizacije.
Tip BaS veze je jonski. Sumpor prihvata dva elektrona barijuma. Ba=S je jedna pi veza. hybridization sp. Ravni molekul.
2) AgNO3
srebro se reducira na katodi
K Ag+ + e = Ag
voda oksidira na anodi
A 2H2O - 4e \u003d O2 + 4H +
prema Faradayevom zakonu (što god ...) masa (volumen) tvari oslobođene na katodi proporcionalna je količini električne energije koja je prošla kroz otopinu
m (Ag) = Me / zF * I * t \u003d 32,23 g
V (O2) = Ve / F * I * t \u003d 1,67 l
Odgovor od 2 odgovora[guru]
Zdravo! Evo izbora tema sa odgovorima na vaše pitanje: Pomozite mi da rešim hemiju, molim vas. Navedite vrstu veze u molekulima NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Znate da se atomi mogu kombinovati jedni s drugima i formirati jednostavne i složene tvari. U ovom slučaju nastaju različite vrste hemijskih veza: jonski, kovalentni (nepolarni i polarni), metalni i vodonik. Jedno od najbitnijih svojstava atoma elemenata, koje određuju kakva će se veza između njih formirati - ionska ili kovalentna, - je elektronegativnost, tj. sposobnost atoma u spoju da privuče elektrone sebi.
Uslovna kvantitativna procjena elektronegativnosti data je skalom relativne elektronegativnosti.
U periodima postoji opšta tendencija rasta elektronegativnosti elemenata, au grupama - njihovog opadanja. Elementi elektronegativnosti su raspoređeni u nizu, na osnovu čega je moguće uporediti elektronegativnost elemenata u različitim periodima.
Vrsta kemijske veze ovisi o tome koliko je velika razlika u vrijednostima elektronegativnosti spojnih atoma elemenata. Što se atomi elemenata koji formiraju vezu više razlikuju po elektronegativnosti, to je hemijska veza polarnija. Nemoguće je povući oštru granicu između tipova hemijskih veza. U većini jedinjenja, tip hemijske veze je srednji; na primjer, visoko polarna kovalentna hemijska veza je bliska ionskoj vezi. U zavisnosti od toga koji od graničnih slučajeva je po prirodi bliži hemijskoj vezi, ona se naziva ili jonska ili kovalentna polarna veza.
Jonska veza.Jonska veza nastaje interakcijom atoma koji se međusobno oštro razlikuju po elektronegativnosti. Na primjer, tipični metali litijum (Li), natrijum (Na), kalij (K), kalcijum (Ca), stroncijum (Sr), barijum (Ba) formiraju ionsku vezu sa tipičnim nemetalima, uglavnom halogenima.
Pored halida alkalnih metala, jonske veze se formiraju i u jedinjenjima kao što su alkalije i soli. Na primjer, u natrijum hidroksidu (NaOH) i natrijum sulfatu (Na 2 SO 4), jonske veze postoje samo između atoma natrijuma i kiseonika (ostale veze su kovalentno polarne).
Kovalentna nepolarna veza.Kada atomi stupaju u interakciju s istom elektronegativnošću, molekuli se formiraju s kovalentnom nepolarnom vezom. Takva veza postoji u molekulima sljedećih jednostavnih supstanci: H 2 , F 2 , Cl 2 , O 2 , N 2 . Hemijske veze u ovim gasovima nastaju preko zajedničkih elektronskih parova, tj. kada se odgovarajući elektronski oblaci preklapaju, zbog elektron-nuklearne interakcije, koja se javlja kada se atomi približavaju jedan drugom.
Prilikom sastavljanja elektronskih formula tvari, treba imati na umu da je svaki zajednički elektronski par uvjetna slika povećane gustoće elektrona koja je rezultat preklapanja odgovarajućih elektronskih oblaka.
kovalentna polarna veza.Tijekom interakcije atoma, čije se vrijednosti elektronegativnosti razlikuju, ali ne oštro, dolazi do pomaka zajedničkog elektronskog para na elektronegativniji atom. Ovo je najčešći tip hemijske veze koji se nalazi u neorganskim i organskim jedinjenjima.
Kovalentne veze u potpunosti uključuju one veze koje se formiraju donor-akceptorskim mehanizmom, na primjer, u hidronij i amonijevim ionima.
Metalni priključak.
Veza koja nastaje kao rezultat interakcije relativno slobodnih elektrona sa ionima metala naziva se metalna veza. Ova vrsta veze je tipična za jednostavne supstance - metale.
Suština procesa formiranja metalne veze je sljedeća: atomi metala lako odustaju od valentnih elektrona i pretvaraju se u pozitivno nabijene ione. Relativno slobodni elektroni, odvojeni od atoma, kreću se između pozitivnih metalnih jona. Između njih nastaje metalna veza, odnosno, elektroni, takoreći, cementiraju pozitivne ione kristalne rešetke metala.
Vodikova veza.
Veza koja se stvara između atoma vodika jedne molekule i atoma jako elektronegativnog elementa(O, N, Ž) drugi molekul se zove vodikova veza.
Može se postaviti pitanje: zašto tačno vodonik formira tako specifičnu hemijsku vezu?
To je zato što je atomski radijus vodonika vrlo mali. Osim toga, kada je jedan elektron istisnut ili potpuno doniran, vodik dobiva relativno visok pozitivan naboj, zbog čega vodik jedne molekule stupa u interakciju s atomima elektronegativnih elemenata koji imaju djelomični negativni naboj koji je dio drugih molekula (HF, H 2 O, NH 3) .
Pogledajmo neke primjere. Obično predstavljamo sastav vode sa hemijskom formulom H 2 O. Međutim, to nije sasvim tačno. Bilo bi ispravnije označiti sastav vode formulom (H 2 O) n, gdje je n = 2.3.4, itd. To je zbog činjenice da su pojedinačni molekuli vode međusobno povezani vodoničnim vezama.
Vodikove veze se obično označavaju tačkama. Mnogo je slabija od jonske ili kovalentne veze, ali jača od uobičajene međumolekularne interakcije.
Prisustvo vodoničnih veza objašnjava povećanje zapremine vode sa smanjenjem temperature. To je zbog činjenice da kako temperatura pada, molekuli postaju jači i stoga se gustoća njihovog "pakiranja" smanjuje.
Prilikom proučavanja organske hemije pojavilo se i sljedeće pitanje: zašto su tačke ključanja alkohola mnogo veće od onih odgovarajućih ugljovodonika? To se objašnjava činjenicom da se između molekula alkohola formiraju i vodikove veze.
Do povećanja tačke ključanja alkohola dolazi i zbog povećanja njihovih molekula.
Vodikova veza je karakteristična i za mnoga druga organska jedinjenja (fenole, karboksilne kiseline itd.). Iz kurseva organske hemije i opšte biologije znate da prisustvo vodonične veze objašnjava sekundarnu strukturu proteina, strukturu dvostruke spirale DNK, odnosno fenomen komplementarnosti.
DEFINICIJA
Amonijak- vodonik nitrid.
Formula - NH 3. Molarna masa - 17 g/mol.
Fizička svojstva amonijaka
Amonijak (NH 3) je bezbojni gas oštrog mirisa (miris "amonijaka"), lakši od vazduha, veoma rastvorljiv u vodi (jedna zapremina vode će rastvoriti do 700 zapremina amonijaka). Koncentrovani rastvor amonijaka sadrži 25% (masenih) amonijaka i ima gustinu od 0,91 g/cm 3 .
Veze između atoma u molekulu amonijaka su kovalentne. Opšti pogled na molekulu AB 3. Sve valentne orbitale atoma dušika ulaze u hibridizaciju, pa je tip hibridizacije molekula amonijaka sp 3. Amonijak ima geometrijsku strukturu tipa AB 3 E - trigonalnu piramidu (slika 1).
Rice. 1. Struktura molekula amonijaka.
Hemijska svojstva amonijaka
Hemijski je amonijak prilično aktivan: reagira s mnogim tvarima. Stepen oksidacije azota u amonijaku "-3" je minimalan, tako da amonijak ispoljava samo redukciona svojstva.
Kada se amonijak zagrije s halogenima, oksidima teških metala i kisikom, nastaje dušik:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O
U prisustvu katalizatora, amonijak može oksidirati u dušikov oksid (II):
4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O (katalizator - platina)
Za razliku od vodoničnih jedinjenja nemetala VI i VII grupa, amonijak ne pokazuje kisela svojstva. Međutim, atomi vodika u njegovoj molekuli još uvijek se mogu zamijeniti atomima metala. Potpunom zamjenom vodonika metalom dolazi do stvaranja spojeva zvanih nitridi, koji se također mogu dobiti direktnom interakcijom dušika s metalom na visokoj temperaturi.
Glavna svojstva amonijaka su zbog prisustva usamljenog para elektrona na atomu dušika. Otopina amonijaka u vodi je alkalna:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -
Kada amonijak reaguje s kiselinama, nastaju amonijeve soli koje se zagrijavanjem raspadaju:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl \u003d NH 3 + HCl (kada se zagrije)
Dobivanje amonijaka
Odrediti industrijske i laboratorijske metode za proizvodnju amonijaka. U laboratoriji se amonijak dobiva djelovanjem lužina na otopine amonijumovih soli kada se zagrije:
NH 4 Cl + KOH \u003d NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ova reakcija je kvalitativna za amonijum ione.
Primjena amonijaka
Proizvodnja amonijaka jedan je od najvažnijih tehnoloških procesa u svijetu. Godišnje se u svijetu proizvede oko 100 miliona tona amonijaka. Oslobađanje amonijaka se vrši u tekućem obliku ili u obliku 25% vodene otopine - amonijačne vode. Glavna područja upotrebe amonijaka su proizvodnja dušične kiseline (kasnije proizvodnja mineralnih gnojiva koja sadrže dušik), soli amonijaka, uree, urotropina, sintetičkih vlakana (najlon i kapron). Amonijak se koristi kao rashladno sredstvo u industrijskom hlađenju, kao izbjeljivač za čišćenje i bojenje pamuka, vune i svile.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Kolika je masa i zapremina amonijaka potrebna za proizvodnju 5 tona amonijum nitrata? |
| Rješenje | Napišimo jednadžbu reakcije za dobijanje amonijum nitrata iz amonijaka i azotne kiseline: NH 3 + HNO 3 \u003d NH 4 NO 3 Prema jednadžbi reakcije, količina supstance amonijum nitrata je 1 mol - v (NH 4 NO 3) = 1 mol. Zatim, masa amonijum nitrata, izračunata prema jednadžbi reakcije: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1 × 80 = 80 t Prema jednadžbi reakcije, količina tvari amonijaka je također 1 mol - v (NH 3) = 1 mol. Zatim, masa amonijaka, izračunata po jednačini: m (NH 3) \u003d v (NH 3) × M (NH 3); m (NH 3) = 1 × 17 \u003d 17 t Napravimo proporciju i pronađemo masu amonijaka (praktično): x g NH 3 - 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x \u003d 17 × 5 / 80 = 1,06 m (NH 3) \u003d 1,06 t Napravit ćemo sličnu proporciju kako bismo pronašli volumen amonijaka: 1,06 g NH 3 - xl NH 3 17 t NH 3 - 22,4 × 10 3 m 3 NH 3 x \u003d 22,4 × 10 3 × 1,06 / 17 = 1,4 × 10 3 V (NH 3) \u003d 1,4 × 10 3 m 3 |
| Odgovori | Masa amonijaka - 1,06 tona, zapremina amonijaka - 1,4 × 10 m |
