Typer av kemiska bindningar. Introduktion till allmän kemi Atomkristallgitter

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

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

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

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

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

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

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

C   Cl   C   O   C  N   O  H  H   .

Riktningen för elektronförskjutning indikeras också med en pil:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

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

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

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

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

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Figur 9 - Schema för bildning av ammoniumjon

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

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

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

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

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

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

eftersom syreatomen har två ensamma elektronpar.

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

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

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

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

Beroende på uppkomstmetoden är krafterna indelade i:

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

Figur 10 - Orienteringsinteraktion

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

Figur 11 - Induktiv interaktion

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

Figur 12 - Dispersionsinteraktion

Hjälp mig att lösa kemi tack. Ange typen av bindning i molekylerna NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... och fick det bästa svaret

Svar från Olga Lyabina[guru]
1) NH3-bindningstyp cov. polär. Tre oparade elektroner av kväve och en av väte deltar vardera i bildandet av en bindning. Det finns inga pi-bindningar. sp3 hybridisering. Formen på molekylen är pyramidal (en orbital deltar inte i hybridisering, tetraedern förvandlas till en pyramid)
CaCl2-bindningen är jonisk. Bindningsbildningen involverar två kalciumelektroner i s orbital, som accepterar två kloratomer, och fullbordar sin tredje nivå. inga pi-bindningar, hybridiseringstyp sp. de är placerade i rymden i en vinkel på 180 grader
Al2O3-bindningstypen är jonisk. Tre elektroner från s- och p-orbitaler av aluminium är involverade i bildandet av bindningen, som syre accepterar, och fullbordar sin andra nivå. O=Al-O-Al=O. Det finns pi-bindningar mellan syre och aluminium. sp-hybridiseringstyp mest troligt.
BaS-typ av bindning är jonisk. två elektroner av barium accepteras av svavel. Ba=S är en pi-bindning. hybridisering sp. Platt molekyl.
2) AgNO3
silver reduceras vid katoden
K Ag+ + e = Ag
vatten oxiderar vid anoden
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
enligt Faradays lag (oavsett...) är massan (volymen) av ämnet som frigörs vid katoden proportionell mot mängden elektricitet som passerar genom lösningen
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(02) = Ve/F *I*t = 1,67 l

Svar från 2 svar[guru]

Hallå! Här är ett urval av ämnen med svar på din fråga: Hjälp mig att lösa kemi, tack. Ange typen av bindning i molekylerna NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...

.

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

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

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

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

Jonbindning.

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

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

Kovalent opolär bindning.

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

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

Kovalent polär bindning.

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

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

Metallanslutning.

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

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

Vätebindning.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

DEFINITION

Ammoniak- vätenitrid.

Formel – NH 3. Molmassa – 17 g/mol.

Fysikaliska egenskaper hos ammoniak

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

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

Ris. 1. Ammoniakmolekylens struktur.

Ammoniakens kemiska egenskaper

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

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

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

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

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H2O

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

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

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

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

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

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

NH3 + HCl = NH4Cl

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

Ammoniakproduktion

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

NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O

NH4 + + OH- = NH3 + H2O

Denna reaktion är kvalitativ för ammoniumjoner.

Applicering av ammoniak

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

Exempel på problemlösning

EXEMPEL 1

Träning	Vad är massan och volymen ammoniak som kommer att krävas för att producera 5 ton ammoniumnitrat?
Lösning	Låt oss skriva ekvationen för reaktionen för att producera ammoniumnitrat från ammoniak och salpetersyra: NH3 + HNO3 = NH4NO3 Enligt reaktionsekvationen är mängden ammoniumnitratämne lika med 1 mol - v(NH 4 NO 3) = 1 mol. Sedan beräknas massan av ammoniumnitrat från reaktionsekvationen: m(NH4NO3) = v(NH4NO3) x M(NH4NO3); m(NH4NO3) = 1x80 = 80 t Enligt reaktionsekvationen är mängden ammoniakämne också lika med 1 mol - v(NH 3) = 1 mol. Sedan, massan av ammoniak beräknad med ekvationen: m(NH3) = v(NH3)xM(NH3); m(NH3) = 1 x 17 = 17 t Låt oss göra en proportion och hitta massan av ammoniak (praktiskt): x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH3) = 1,06 t Låt oss göra en liknande proportion för att hitta volymen ammoniak: 1,06 g NH 3 – x l NH 3 17 t NH 3 – 22,4×10 3 m 3 NH 3 x = 22,4×10 3 × 1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH3) = 1,4 × 103 m3
Svar	Ammoniakmassa - 1,06 t, ammoniakvolym - 1,4×10 m