3.3.1 Ковалентний зв'язок - Це двоцентровий двоелектронний зв'язок, що утворюється за рахунок перекривання електронних хмар, що несуть неспарені електрони з антипаралельними спинами. Як правило, утворюється між атомами одного хімічного елемента.
Кількісно вона характеризується валентністю. Валентність елемента - Це його здатність утворювати певну кількість хімічних зв'язків за рахунок вільних електронів, що знаходяться атомній валентній зоні.
Ковалентний зв'язок утворює лише пара електронів, що знаходиться між атомами. Вона називається поділеною парою. Інші пари електронів називають неподіленими парами. Вони заповнюють оболонки та не беруть участь у зв'язуванні.Зв'язок між атомами може здійснюватися як однієї, а й двома і навіть трьома поділеними парами. Такі зв'язки називаються подвійними і т рійними – кратними зв'язками.
3.3.1.1 Ковалентний неполярний зв'язок. Зв'язок, що здійснюється за рахунок утворення електронних пар, що однаково належать обом атомам, називається ковалентної неполярної. Вона виникає між атомами з практично рівною електронегативністю (0,4 > ΔЕО > 0) і, отже, рівномірним розподілом електронної густини між ядрами атомів у гомоядерних молекул. Наприклад, Н 2 О 2 N 2 Cl 2 і т. д. Дипольний момент таких зв'язків дорівнює нулю. Зв'язок СН в граничних вуглеводнях (наприклад, СН 4) вважається практично неполярною, т.к. Δ ЕО = 2,5 (С) – 2,1 (Н) = 0,4.
3.3.1.2 Ковалентний полярний зв'язок.Якщо молекула утворена двома різними атомами, то зона перекриття електронних хмар (орбіталей) зміщується у бік одного з атомів, і такий зв'язок називається полярний . За такого зв'язку ймовірність знаходження електронів біля ядра одного з атомів вища. Наприклад, НCl, H 2 S, PH 3 .
Полярний (несиметричний) ковалентний зв'язок - зв'язок між атомами з різною електронегативністю (2 > ΔЕО > 0.4) та несиметричним розподілом загальної електронної пари. Як правило, вона утворюється між двома неметалами.
Електронна щільність такого зв'язку зміщена у бік більш електронегативного атома, що призводить до появи на ньому часткового негативного заряду (дельта мінус), а на менш електронегативному атомі - часткового позитивного заряду (дельта плюс)
C Cl C O C N O H C Mg
Напрямок зміщення електронів позначається також стрілкою:
CCl, CО, CN, ОН, CMg.
Чим більша відмінність в електронегативності атомів, що зв'язуються, тим вище полярність зв'язку і більше її дипольний момент. Між протилежними за знаком частковими зарядами діють додаткові сили тяжіння. Тому, чим полярніший зв'язок, тим він міцніший.
Крім поляризованості ковалентний зв'язок має властивість насичуваності – здатністю атома утворювати стільки ковалентних зв'язків, скільки має енергетично доступних атомних орбіталей. Третьою властивістю ковалентного зв'язку є її спрямованість.
3.3.2 Іонний зв'язок. Рушійною силою її утворення є все те прагнення атомів до октетної оболонки. Але в ряді випадків така "октетна" оболонка може виникнути лише при передачі електронів від одного атома до іншого. Тому, як правило, іонний зв'язок утворюється між металом та неметалом.
Розглянемо як приклад реакцію між атомами натрію (3s 1) і фтору (2s 2 3s 5). Різниця електронегативності у з'єднанні NaF
ЕО = 4,0 - 0,93 = 3,07
Натрій, віддавши фтору свій 3s 1 -електрон, стає іоном Na + і залишається із заповненою 2s 2 2p 6 оболонкою, що відповідає електронній конфігурації атома неону. Таку саму електронну конфігурацію набуває фтор, прийнявши один електрон, відданий натрієм. Внаслідок цього виникають сили електростатичного тяжіння між протилежно зарядженими іонами.
Іонний зв'язок – крайній випадок полярного ковалентного зв'язку, заснований на електростатичному тяжінні іонів. Такий зв'язок виникає при великій різниці в електронегативності зв'язуваних атомів (ЕО > 2), коли менш електронегативний атом майже повністю віддає свої валентні електрони і перетворюється на катіон, а інший, більш електронегативний атом, ці електрони приєднує і стає аніоном. Взаємодія іонів протилежного знака не залежить від напрямку, а кулонівські сили не мають властивість насиченості. В силу цього іонний зв'язок не має просторової спрямованості і насичуваності , оскільки кожен іон пов'язаний з певною кількістю протиіонів (координаційне число іона). Тому іонно-пов'язані сполуки не мають молекулярної будови і є твердими речовинами, що утворюють іонні кристалічні грати, з високими температурами плавлення і кипіння, вони високополярні, часто солеподібні, у водних розчинах електропровідні. Наприклад, MgS, NaCl, А 2 O 3 . З'єднань із чисто іонними зв'язками практично не існує, оскільки завжди залишається деяка частка ковалентності через те, що повного переходу одного електрона до іншого атома не спостерігається; у «іонних» речовинах частка іонності зв'язку вбирається у 90 %. Наприклад, NaF поляризація зв'язку становить близько 80 %.
У органічних сполуках іонні зв'язки трапляються досить рідко, т.к. атом вуглецю не схильний ні втрачати, ні купувати електрони з утворенням іонів.
Валентність елементів у з'єднаннях з іонними зв'язками дуже часто характеризують ступенем окиснення , Яка, у свою чергу, відповідає величині заряду іона елемента в даному з'єднанні.
Ступінь окислення - це умовний заряд, який набуває атома в результаті перерозподілу електронної щільності. Кількісно вона характеризується числом зміщених електронів від менш електронегативного елемента до більш електронегативного. Позитивно заряджений іон утворюється з елемента, який віддав свої електрони, а негативний іон - з елемента, який ці електрони прийняв.
Елемент, що знаходиться в вищого ступеня окислення (максимально позитивною), вже віддав усі свої валентні електрони, що перебувають у АВЗ. А оскільки їхня кількість визначається номером групи, в якій стоїть елемент, то найвищий ступінь окислення для більшості елементів і дорівнюватиме номеру групи . Що стосується нижчого ступеня окислення (максимально негативної), вона з'являється для формування восьмиелектронної оболонки, тобто у разі, коли АВЗ заповнюється повністю. Для неметалів вона розраховується за формулою № групи – 8 . Для металів дорівнює нулю оскільки вони електрони приймати не можуть.
Наприклад, АВЗ сірки має вигляд: 3s 2 3р 4 . Якщо атом віддасть всі електрони (шість), то набуде найвищого ступеня окислення +6 , рівну номеру групи VI якщо прийме два, необхідні для завершення стійкої оболонки, то придбає нижчий ступінь окислення –2 , рівну № групи - 8 = 6 - 8 = -2.
3.3.3 Металевий зв'язок.Більшість металів має низку властивостей, що мають загальний характер і відрізняються від властивостей інших речовин. Такими властивостями є порівняно високі температури плавлення, здатність до відбиття світла, висока тепло- та електропровідність. Ці особливості пояснюються існуванням у металах особливого виду взаємодії – металевий зв'язок.
Відповідно до положення у періодичній системі атоми металів мають невелику кількість валентних електронів, які досить слабо пов'язані зі своїми ядрами і можуть легко відриватися від них. В результаті цього в кристалічній решітці металу з'являються позитивно заряджені іони, локалізовані в певних положеннях кристалічної решітки, і велика кількість ділокалізованих (вільних) електронів, що вільно переміщуються в полі позитивних центрів і здійснюють зв'язок між усіма атомами металу за рахунок електростатичного тяжіння.
У цьому полягає важлива відмінність металевих зв'язків від ковалентних, які мають сувору спрямованість у просторі. Сили зв'язку в металах не локалізовані і не спрямовані, а вільні електрони, що утворюють «електронний газ», зумовлюють високу тепло- та електропровідність. Тому в цьому випадку неможливо говорити про спрямованість зв'язків, оскільки валентні електрони розподілені кристалом майже рівномірно. Саме цим і пояснюється, наприклад, пластичність металів, тобто можливість усунення іонів та атомів у будь-якому напрямку
3.3.4 Донорно-акцепторний зв'язок. Крім механізму утворення ковалентного зв'язку, згідно з яким загальна електронна пара виникає при взаємодії двох електронів, існує також особливий донорно-акцепторний механізм . Він полягає в тому, що ковалентний зв'язок утворюється в результаті переходу вже існуючої (неподіленої) електронної пари донора (постачальника електронів) у спільне користування донора та акцептора (Постачальника вільної атомної орбіталі).
Після утворення вона нічим не відрізняється від ковалентної. Донорно-акцепторний механізм добре ілюструється схемою утворення іону амонію (рисунок 9) (зірочками позначені електрони зовнішнього рівня атома азоту):
Малюнок 9- Схема утворення іона амонію
Електронна формула АВЗ атома азоту 2s 2 2р 3 тобто він має три неспарених електрона, які вступають у ковалентний зв'язок з трьома атомами водню (1s 1), кожен з яких має один валентний електрон. У цьому утворюється молекула аміаку NH 3, у якій зберігається неподілена електронна пара азоту. Якщо до цієї молекули підійде протон водню (1s 0), який не має електронів, то азот передасть свою пару електронів (донор) на цю атомну орбіталь водню (акцептор), внаслідок чого утворюється іон амонію. У ньому кожен атом водню пов'язаний з атомом азоту загальною електронною парою, одна з яких реалізована за донорно-акцепторним механізмом. Важливо, що зв'язку Н-N, утворені за різними механізмами, ніяких відмінностей у властивостях немає. Зазначене явище обумовлено тим, що в момент утворення зв'язку орбіталі 2s-і 2р-електронів атома азоту змінюють свою форму. У результаті з'являються чотири абсолютно однакові формою орбіталі.
Як донори зазвичай виступають атоми з великою кількістю електронів, але мають невелику кількість неспарених електронів. Для елементів II періоду така можливість крім атома азоту є у кисню (дві неподілені пари) та у фтору (три неподілені пари). Наприклад, іон водню Н+ у водних розчинах ніколи не буває у вільному стані, тому що з молекул води Н2О та іона Н+ завжди утворюється іон гідроксонію Н3О+Іон гідроксонію присутній у всіх водних розчинах, хоча для простоти в написанні зберігається символ H+.
3.3.5 Водневий зв'язок. Атом водню, пов'язаний з сильно електронегативним елементом (азотом, киснем, фтором та ін), який «стягує» на себе загальну електронну пару, відчуває нестачу електронів і набуває ефективного позитивного заряду. Тому він здатний взаємодіяти з неподіленою парою електронів іншого електронегативного атома (який набуває ефективний негативний заряд) цієї ж (внутрішньомолекулярний зв'язок) або іншої молекули (міжмолекулярний зв'язок). В результаті виникає водневий зв'язок , яка графічно позначається точками:
Цей зв'язок значно слабший за інші хімічні зв'язки (енергія її утворення 10 – 40 кДж/моль) і переважно має частково електростатичний, частково донорно-акцепторний характер.
Винятково важливу роль водневий зв'язок грає в біологічних макромолекулах, таких неорганічних сполуках як H2O, H2F2, NH3. Наприклад, зв'язки О-Н у Н2О мають помітний полярний характер із надлишком негативного заряду – на атомі кисню. Атом водню, навпаки, набуває невеликого позитивного заряду + і може взаємодіяти з неподіленими парами електронів атома кисню сусідньої молекули води.
Взаємодія між молекулами води виявляється досить сильною, такою, що навіть у парах води присутні димери і тримери складу (H 2 O) 2 , (Н 2 O) 3 і т. д. У розчинах можуть виникати довгі ланцюги асоціатів такого виду:
оскільки атом кисню має дві неподілені пари електронів.
Наявність водневих зв'язків пояснює високі температури кипіння води, спиртів, карбонових кислот. За рахунок водневих зв'язків вода характеризується такими високими в порівнянні з H 2 Е (Е = S, Se, Te) температурами плавлення та кипіння. Якби водневі зв'язки були відсутні, то вода плавилася при -100 °С, а кипіла при -80 °С. Типові випадки асоціації спостерігаються для спиртів та органічних кислот.
Водневі зв'язки можуть виникати між різними молекулами, так і всередині молекули, якщо в цій молекулі є групи з донорною і акцепторною здібностями. Наприклад, саме внутрішньомолекулярні водневі зв'язки відіграють основну роль у освіті пептидних ланцюгів, які визначають будову білків. Н-зв'язки впливають на фізичні та хімічні властивості речовини.
Зв'язки типу водневих не утворюють атоми інших елементів , Оскільки сили електростатичного тяжіння різноїменних кінців диполів полярних зв'язків (О-Н, N-H і т.п.) досить слабкі та діють лише на малих відстанях. Водень, маючи найменший атомний радіус, дозволяє зблизитися таким диполям настільки, що сили тяжіння стають помітними. Жоден інший елемент з великим атомним радіусом не здатний до утворення подібних зв'язків.
3.3.6 Сили міжмолекулярної взаємодії (сили Ван-дер-Ваальса). У 1873 р. голландський вчений І. Ван-дер-Ваальс припустив, що існують сили, що зумовлюють тяжіння між молекулами. Ці сили пізніше отримали назву ван-дер-ваальсових сил – найуніверсальніший вид міжмолекулярного зв'язку. Енергія ван-дер-ваальсового зв'язку менша від водневої і становить 2–20 кДж/∙моль.
Залежно від способу виникнення сили поділяються на:
1) орієнтаційні (диполь-диполь або іон-диполь) – виникають між полярними молекулами або між іонами та полярними молекулами. При зближенні полярних молекул вони орієнтуються таким чином, щоб позитивна сторона одного диполя була орієнтована негативною стороною іншого диполя (рисунок 10).
|
Рисунок 10 - Орієнтаційна взаємодія |
||||
2) індукційні (диполь - індукований диполь або іон - індукований диполь) - виникають між полярними молекулами або іонами та неполярними молекулами, але здатними до поляризації. Диполі можуть впливати на неполярні молекули, перетворюючи їх на індиковані (наведені) диполі. (Рисунок 11).
|
Рисунок 11 - Індукційна взаємодія |
||||
3) дисперсійні (індукований диполь – індукований диполь) – виникають між неполярними молекулами, здатними до поляризації. У будь-якій молекулі чи атомі благородного газу виникають флуктуації електричної щільності, у результаті з'являються миттєві диполі, які індукують миттєві диполі в сусідніх молекул. Рух миттєвих диполів стає узгодженим, їхня поява та розпад відбувається синхронно. Через війну взаємодії миттєвих диполів енергія системи знижується (рисунок 12).
|
Рисунок 12 - Дисперсійна взаємодія |
|||||||
Допоможіть вирішити хімію, будь ласка. Вказати тип зв'язку в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... і отримав найкращу відповідь
Відповідь від Ольга Лябіна[гуру]
1) NH3 тип зв'язків. полярна. в освіті зв'язку беруть участь три неспарені електрони азоту і по одному водню. пі-зв'язків немає. гібридизація sp3. Форма молекули пірамідальна (одна орбіталь не бере участі в гібридизації, тетраедр перетворюється на піраміду)
CaCl2 тип зв'язку іонна. в освіті зв'язку беруть участь два електрони кальцію на s орбіталі, які приймають два атоми хлору, завершуючи свій третій рівень. пі-зв'язків немає, тип гібридизації sp. вони розташовуються у просторі під кутом 180 град.
Al2O3 тип зв'язку іонний. в освіті зв'язку беруть участь три електрони з s і p орбіталі алюмінію, які приймає кисень, завершуючи свій другий рівень. O=Al-O-Al=O. є пі-зв'язки між киснем та алюмінієм. тип гібридизації sp швидше за все.
BaS тип зв'язку іонна. два електрони барію приймає сірка. Ba = S є один пі-зв'язок. гібридизація sp. Плоский молекули.
2) AgNO3
на катоді відновлюється срібло
До Ag + + e = Ag
на аноді окислюється вода
А 2H2O - 4e = O2 + 4H+
за законом Фарадея (як там...) маса (обсяг) речовини, що виділився на катоді, пропорційна кількості електрики, що пройшла через розчин
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 г
V(O2) = Vэ/F *I*t = 1,67 л
Відповідь від 2 відповіді[гуру]
Вітання! Ось вибірка тем з відповідями на Ваше запитання: Допоможіть вирішити хімію, будь ласка. Вказати тип зв'язку в молекулах NH3, CaCl2, Al2O3, BaS...
.
Вам відомо, що атоми можуть з'єднуватись один з одним з утворенням як простих, так і складних речовин. При цьому утворюються різного типу хімічні зв'язки: іонна, ковалентна (неполярна та полярна), металева та воднева.Одна з найбільш істотних властивостей атомів елементів, що визначають, який зв'язок утворюється між ними - іонна або ковалентна, - це електронегативність, тобто. здатність атомів у поєднанні притягувати себе електрони.
Умовну кількісну оцінку електронегативності дає шкала відносних електронегативностей.
У періодах спостерігається загальна тенденція зростання електронегативності елементів, а в групах - їх падіння. Елементи по електронегативностям розташовують у ряд, на підставі якого можна порівняти електронегативності елементів, що знаходяться в різних періодах.
Тип хімічного зв'язку залежить від того, наскільки велика різниця значень електронегативності атомів елементів, що з'єднуються. Чим більше відрізняються за електронегативністю атоми елементів, що утворюють зв'язок, тим хімічніший зв'язок полярніший. Провести різку межу між типами хімічних зв'язків не можна. У більшості сполук тип хімічного зв'язку виявляється проміжним; наприклад, сильнополярний ковалентний хімічний зв'язок близький до іонного зв'язку. Залежно від того, до якого з граничних випадків ближчий за своїм характером хімічний зв'язок, його відносять або до іонного або до ковалентного полярного зв'язку.
Іонний зв'язок.Іонний зв'язок утворюється при взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного за електронегативністю.Наприклад, типові метали літій(Li), натрій(Na), калій(K), кальцій (Ca), стронцій(Sr), барій(Ba) утворюють іонний зв'язок із типовими неметалами, в основному з галогенами.
Крім галогенідів лужних металів, іонний зв'язок також утворюється в таких сполуках, як луги та солі. Наприклад, у гідроксиді натрію (NaOH) і сульфаті натрію (Na 2 SO 4) іонні зв'язки існують тільки між атомами натрію та кисню (інші зв'язки – ковалентні полярні).
Ковалентний неполярний зв'язок.При взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв'язком.Такий зв'язок існує в молекулах наступних простих речовин: H2, F2, Cl2, O2, N2. Хімічні зв'язку цих газах утворені у вигляді загальних електронних пар, тобто. при перекриванні відповідних електронних хмар, обумовленому електронно-ядерною взаємодією, що здійснює при зближенні атомів.
Складаючи електронні формули речовин, слід пам'ятати, що кожна загальна електронна пара є умовним зображенням підвищеної електронної щільності, що виникає в результаті перекривання відповідних електронних хмар.
Ковалентний полярний зв'язок.При взаємодії атомів, значення електронегативностей яких відрізняються, але не різко, відбувається зміщення загальної електронної пари до більш негативного атома.Це найбільш поширений тип хімічного зв'язку, який зустрічається як у неорганічних, так і органічних сполуках.
До ковалентних зв'язків повною мірою відносяться і ті зв'язки, які утворені за донорно-акцепторним механізмом, наприклад, в іонах гідроксонію та аммонію.
Металевий зв'язок.
Зв'язок, який утворюється в результаті взаємодії відносно вільних електронів з іонами металів, називаються металевим зв'язком.Цей тип зв'язку характерний для простих речовин-металів.
Сутність процесу утворення металевого зв'язку полягає в наступному: атоми металів легко віддають валентні електрони та перетворюються на позитивні заряджені іони. Щодо вільні електрони, що відірвалися від атома, переміщаються між позитивними іонами металів. Між ними виникає металева зв'язок, т. е. Електрони як би цементують позитивні іони кристалічної решітки металів.
Водневий зв'язок.
Зв'язок, що утворюється між атомами водню однієї молекули та атомом сильно електронегативного елемента(O, N, F) іншої молекули називається водневим зв'язком.
Може виникнути питання: чому саме водень утворює такий специфічний хімічний зв'язок?
Це тим, що атомний радіус водню дуже малий. Крім того, при зміщенні або повній віддачі свого єдиного електрона водень набуває порівняно високого позитивного заряду, за рахунок якого водень однієї молекули взаємодіє з атомами електронегативних елементів, що мають частковий негативний заряд, що виходить до складу інших молекул (HF, H 2 O, NH 3) .
Розглянемо деякі приклади. Зазвичай ми зображаємо склад води хімічною формулою H 2 O. Проте це зовсім точно. Правильніше було б склад води позначати формулою (H 2 O)n, де n = 2,3,4 і т. д. Це тим, що окремі молекули води пов'язані між собою у вигляді водневих зв'язків.
Водневий зв'язок прийнято позначати крапками. Вона набагато слабша, ніж іонна або ковалентна зв'язок, але сильніша, ніж звичайна міжмолекулярна взаємодія.
Наявність водневих зв'язків пояснює збільшення обсягу води при зниженні температури. Це з тим, що з зниження температури відбувається зміцнення молекул і тому зменшується щільність їх «упаковки».
При вивченні органічної хімії виникало і таке питання: чому температури кипіння спиртів набагато вищі, ніж відповідних вуглеводнів? Пояснюється це тим, що між молекулами спиртів також утворюються водневі зв'язки.
Підвищення температури кипіння спиртів відбувається також внаслідок укрупнення їх молекул.
Водневий зв'язок характерний і для багатьох інших органічних сполук (фенолів, карбонових кислот та ін.). З курсів органічної хімії та загальної біології вам відомо, що наявністю водневого зв'язку пояснюється вторинна структура білків, будова подвійної спіралі ДНК, тобто явище компліментарності.
ВИЗНАЧЕННЯ
Аміак- Нітрид водню.
Формула - NH 3 . Молярна маса – 17 г/моль.
Фізичні властивості аміаку
Аміак (NH 3) – безбарвний газ із різким запахом (запах «нашатирного спирту»), легший за повітря, добре розчинний у воді (один об'єм води розчинять до 700 об'ємів аміаку). Концентрований розчин аміаку містить 25% (масових) аміаку і має густину 0,91 г/см 3 .
Зв'язки між атомами у молекулі аміаку – ковалентні. Загальний вигляд молекули AB3. У гібридизацію вступають усі валентні орбіталі атома азоту, отже, тип гібридизації молекули аміаку – sp 3 . Аміак має геометричну структуру типу AB3E – тригональна піраміда (рис. 1).
Мал. 1. Будова молекули аміаку.
Хімічні властивості аміаку
У хімічному відношенні аміак досить активний: він входить у взаємодії з багатьма речовинами. Ступінь окислення азоту в аміаку «-3» - мінімальний, тому аміак виявляє лише відновлювальні властивості.
При нагріванні аміаку з галогенами, оксидами важких металів та киснем утворюється азот:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
У присутності каталізатора аміак здатний окислюватися до оксиду азоту (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (каталізатор – платина)
На відміну від водневих сполук неметалів VI та VII груп, аміак не виявляє кислотних властивостей. Однак, атоми водню в його молекулі все ж таки здатні заміщатися на атоми металів. При повному заміщенні водню металом відбувається утворення сполук, званих нітридами, які також можна отримати і за безпосередньої взаємодії азоту з металом при високій температурі.
Основні властивості аміаку обумовлені наявністю неподіленої пари електронів у атома азоту. Розчин аміаку у воді має лужне середовище:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -
При взаємодії аміаку з кислотами утворюються солі амонію, які при нагріванні розкладаються:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагріванні)
Отримання аміаку
Виділяють промислові та лабораторні способи одержання аміаку. У лабораторії аміак одержують дією лугів на розчини солей амонію при нагріванні:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O
Ця реакція є якісною на іони амонію.
Застосування аміаку
Виробництво аміаку – один із найважливіших технологічних процесів у всьому світі. Щорічно у світі виробляють близько 100 млн. т. Аміаку. Випуск аміаку здійснюють у рідкому вигляді або у вигляді 25% водного розчину – аміачної води. Основні напрямки використання аміаку – виробництво азотної кислоти (виробництво азотовмісних мінеральних добрив надалі), солей амонію, сечовини, уротропіну, синтетичних волокон (нейлону та капрону). Аміак застосовують як холодоагент в промислових холодильних установках, як відбілювач при очищенні та фарбуванні бавовни, вовни та шовку.
Приклади розв'язання задач
ПРИКЛАД 1
| Завдання | Які маса та обсяг аміаку, які потрібні для отримання 5т нітрату амонію? |
| Рішення | Запишемо рівняння реакції отримання нітрату амонію з аміаку та азотної кислоти: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 За рівнянням реакції кількість речовини нітрату амонію дорівнює 1 моль - v(NH 4 NO 3) = 1моль. Тоді, маса нітрату амонію, розрахована за рівнянням реакції: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 т Відповідно до рівняння реакції, кількість речовини аміаку також дорівнює 1 моль - v (NH 3) = 1моль. Тоді, маса аміаку, розрахована за рівнянням: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 т Складемо пропорцію і знайдемо масу аміаку (практичну): х г NH 3 – 5 т NH 4 NO 3 17 т NH 3 – 80 т NH 4 NO 3 х = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 т Аналогічну пропорцію складемо для знаходження обсягу аміаку: 1,06 г NH 3 - х л NH 3 17 т NH 3 – 22,4×10 3 м 3 NH 3 х = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4×10 3 м 3 |
| Відповідь | Маса аміаку – 1,06 т, об'єм аміаку – 1,4×10 м |
