Страница 93 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Составьте схему образования химической связи в молекуле аммиака.

Решение

Молекула аммиака имеет химическую формулу $NH_3$. Она состоит из одного атома азота (N) и трех атомов водорода (H).

Для составления схемы образования химической связи рассмотрим электронное строение атомов, входящих в состав молекулы.

1. Атом азота (N). Азот находится во 2-м периоде, V группе, главной подгруппе. Порядковый номер – 7. Заряд ядра $+7$. В атоме азота 7 электронов, которые расположены на двух электронных слоях.

• Электронная формула: $_7\text{N}: +7) 2e^-, 5e^-$ или $1s^22s^22p^3$.
• На внешнем электронном слое у атома азота находится 5 валентных электронов. Из них два электрона спаренные (на 2s-подуровне) и три неспаренных (на 2p-подуровне).
• Для завершения внешнего электронного слоя до стабильного октета (8 электронов) атому азота не хватает 3 электронов.
• Электронная схема валентных электронов атома азота (структура Льюиса):
  $ \cdot \underset{\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{N}} \cdot $

2. Атом водорода (H). Водород находится в 1-м периоде, I группе, главной подгруппе. Порядковый номер – 1. Заряд ядра $+1$. В атоме водорода 1 электрон, расположенный на первом и единственном электронном слое.

• Электронная формула: $_1\text{H}: +1) 1e^-$ или $1s^1$.
• На внешнем электронном слое у атома водорода находится 1 неспаренный валентный электрон.
• Для завершения внешнего электронного слоя до стабильного дублета (2 электрона, как у гелия) атому водорода не хватает 1 электрона.
• Электронная схема атома водорода: $ \text{H} \cdot $

Механизм образования связи:

Связь между неметаллами – азотом и водородом – образуется по ковалентному механизму за счет образования общих электронных пар. Атом азота предоставляет три своих неспаренных электрона для образования трех связей, а каждый из трех атомов водорода предоставляет по одному своему электрону.

Схема образования связей в молекуле аммиака ($NH_3$):

$ \cdot \underset{\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{N}} \cdot \quad + \quad 3 \, \text{H} \cdot \quad \longrightarrow \quad \text{H} : \underset{\Large \text{H}}{\overset{\Large \cdot \cdot}{\text{N}}} : \text{H} $

В результате образуются три общие электронные пары между атомом азота и тремя атомами водорода. Каждая общая пара (обозначена двоеточием) образует одну ковалентную связь. На атоме азота остается одна неподеленная (свободная) электронная пара (обозначена двумя точками над символом N).

Таким образом, в молекуле аммиака образуются три одинарные ковалентные полярные связи (N-H). Полярность связи обусловлена разницей в электроотрицательности азота ($ЭО \approx 3.04$) и водорода ($ЭО \approx 2.20$). Общие электронные пары смещены к более электроотрицательному атому азота, на нем возникает частичный отрицательный заряд ($\delta^-$), а на атомах водорода – частичные положительные заряды ($\delta^+$).

Структурная формула молекулы аммиака, где черточкой обозначается ковалентная связь (пара электронов):
$ \text{H} - \underset{\Large \text{H}}{\overset{\Large |}{\text{N}}} - \text{H} $
Часто также изображают неподеленную электронную пару:
$ \text{H} - \underset{\Large \text{H}}{\overset{\Large \cdot \cdot}{\text{N}}} - \text{H} $

В итоге атом азота имеет завершенный внешний электронный слой — октет (8 электронов: 2 своих неподеленных + $3 \times 2$ общих), а каждый атом водорода — завершенный дублет (2 общих электрона).

Ответ:

Химическая связь в молекуле аммиака ($NH_3$) — ковалентная полярная. Она образуется за счет обобществления трех неспаренных валентных электронов атома азота и по одному валентному электрону от трех атомов водорода. В результате образуются три общие электронные пары (три связи N-H), и у атома азота остается одна неподеленная электронная пара. Схема образования:

$ \cdot \underset{\cdot}{\overset{\cdot\cdot}{N}} \cdot \quad + \quad 3 \, \text{H} \cdot \quad \longrightarrow \quad \text{H} : \underset{\Large \text{H}}{\overset{\Large \cdot \cdot}{\text{N}}} : \text{H} $

2. Охарактеризуйте физические и химические свойства аммиака. Свяжите их с областями применения этого соединения.

Аммиак ($NH_3$) — это бесцветный газ с характерным резким запахом, обладающий рядом уникальных физических и химических свойств, которые определяют его широкое применение в различных отраслях промышленности, сельском хозяйстве, медицине и быту.

Физические свойства аммиака и их связь с применением

К основным физическим характеристикам аммиака относятся:

• Агрегатное состояние и запах: При нормальных условиях аммиак является бесцветным газом с резким, удушливым запахом.
• Плотность: Он почти в два раза легче воздуха (молярная масса $NH_3$ составляет 17,03 г/моль, а средняя молярная масса воздуха – 29 г/моль), поэтому при утечке он будет скапливаться в верхних частях помещений.
• Растворимость: Аммиак чрезвычайно хорошо растворим в воде благодаря образованию водородных связей между молекулами $NH_3$ и $H_2O$. При $20^\circ\text{C}$ и атмосферном давлении в 1 объеме воды растворяется около 700 объемов аммиака.
• Температуры фазовых переходов: Аммиак легко сжижается при охлаждении или под давлением. Его температура кипения составляет $-33,4^\circ\text{C}$, а температура плавления — $-77,7^\circ\text{C}$.
• Теплота испарения: Жидкий аммиак имеет очень высокую удельную теплоту испарения ($1370$ кДж/кг). Это означает, что при переходе из жидкого состояния в газообразное он поглощает большое количество теплоты из окружающей среды.

Связь с применением:

• Высокая растворимость в воде используется для получения нашатырного спирта – 10%-го водного раствора аммиака. Он применяется в медицине для стимуляции дыхания при обмороках и как антисептическое средство, а также в быту для чистки окон, зеркал и удаления пятен.
• Высокая теплота испарения и низкая температура кипения делают жидкий аммиак эффективным и дешевым хладагентом (хладон R717). Он широко используется в промышленных холодильных установках, на пищевых комбинатах, складах и ледовых аренах.

Ответ: Ключевые физические свойства аммиака — высокая растворимость в воде и высокая теплота испарения — обуславливают его применение в качестве компонента нашатырного спирта (медицина, быт) и в качестве промышленного хладагента.

Химические свойства аммиака и их связь с применением

Химическая активность аммиака определяется наличием у атома азота неподеленной электронной пары и низшей степенью окисления (-3). Поэтому аммиак проявляет свойства как основания, так и сильного восстановителя.

1. Основные свойства (реакции с присоединением протона):

• При растворении в воде аммиак обратимо реагирует с ней, образуя слабое основание — гидрат аммиака, который диссоциирует на ионы аммония и гидроксид-ионы, создавая щелочную среду:
  $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$
• Аммиак энергично реагирует с кислотами, образуя соли аммония:
  $NH_3 + HCl \to NH_4Cl$ (хлорид аммония)
  $2NH_3 + H_2SO_4 \to (NH_4)_2SO_4$ (сульфат аммония)
  $NH_3 + HNO_3 \to NH_4NO_3$ (нитрат аммония)

2. Восстановительные свойства (реакции с повышением степени окисления азота):

• Аммиак горит в кислороде. В зависимости от условий окисление приводит к разным продуктам:
  - Без катализатора образуется свободный азот: $4NH_3 + 3O_2 \to 2N_2 + 6H_2O$
  - При каталитическом окислении (на платино-родиевом катализаторе при $t \approx 850^\circ\text{C}$) образуется оксид азота(II): $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{t, kat} 4NO + 6H_2O$
• При нагревании аммиак может восстанавливать многие металлы из их оксидов:
  $2NH_3 + 3CuO \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 + 3H_2O$

Связь с применением:

• Реакции с кислотами (основные свойства) лежат в основе самого масштабного применения аммиака — производства азотных удобрений. Так получают аммиачную селитру ($NH_4NO_3$), сульфат аммония ($(NH_4)_2SO_4$), а также мочевину (карбамид, $(NH_2)_2CO$), которые являются важнейшими источниками азота для растений.
• Каталитическое окисление аммиака до $NO$ — это первая и ключевая стадия в промышленном производстве азотной кислоты ($HNO_3$). Азотная кислота, в свою очередь, необходима для производства удобрений, взрывчатых веществ, полимеров (например, нейлона), красителей и лекарственных препаратов.
• Аммиак используется в производстве соды по методу Сольве. Его основные свойства способствуют поглощению углекислого газа водным раствором хлорида натрия, что приводит к осаждению целевого продукта — гидрокарбоната натрия: $NaCl + NH_3 + CO_2 + H_2O \to NaHCO_3 \downarrow + NH_4Cl$.

Ответ: Химические свойства аммиака определяют его центральную роль в химической промышленности. Его основные свойства используются для производства азотных удобрений и соды, а восстановительные свойства — для синтеза азотной кислоты, являющейся сырьем для многих других производств.

3. Почему аммиак в окислительно-восстановительных реакциях проявляет свойства восстановителя?

Решение

Окислительно-восстановительные свойства вещества определяются способностью атомов в его составе изменять свою степень окисления. Восстановителем в окислительно-восстановительной реакции (ОВР) является частица (атом, ион или молекула), которая отдает электроны, в результате чего ее степень окисления повышается. Окислителем является частица, которая принимает электроны, понижая свою степень окисления.

В молекуле аммиака ($NH_3$) степень окисления водорода равна $+1$. Поскольку молекула в целом электронейтральна, сумма степеней окисления всех атомов в ней равна нулю. Отсюда можно найти степень окисления азота ($x$):

$x + 3 \cdot (+1) = 0 \implies x = -3$

Азот — это элемент 15-й группы (VА-группы) периодической системы. Его возможные степени окисления находятся в диапазоне от $-3$ до $+5$. Степень окисления $-3$ является для азота низшей. Это означает, что атом азота в аммиаке уже принял максимальное для себя число электронов и не может принимать их дальше. Следовательно, в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны, то есть повышать свою степень окисления (например, до $0$, $+2$, $+4$ и т.д.).

Поскольку аммиак содержит атом в его низшей степени окисления, он может проявлять исключительно восстановительные свойства.

Рассмотрим в качестве примера реакцию каталитического окисления аммиака — одну из стадий промышленного получения азотной кислоты:

$4\overset{-3}{N}H_3 + 5\overset{0}{O}_2 \xrightarrow{Pt, 800-900^{\circ}C} 4\overset{+2}{N}O + 6H_2O$

В этой реакции азот повышает свою степень окисления с $-3$ до $+2$, отдавая электроны, то есть аммиак выступает в роли восстановителя.

$N^{-3} - 5e^- \rightarrow N^{+2}$ | 4 (процесс окисления)

Кислород понижает свою степень окисления с $0$ до $-2$, принимая электроны, то есть является окислителем.

$O_2^{0} + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 5 (процесс восстановления)

Ответ: Аммиак ($NH_3$) в окислительно-восстановительных реакциях проявляет свойства восстановителя, потому что атом азота в его составе находится в своей низшей возможной степени окисления ($-3$). В ходе химических реакций такой атом может только отдавать электроны, повышая свою степень окисления, что и определяет его роль как восстановителя.

4. В чём состоит донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи? Какой ещё механизм образования ковалентной связи вам известен? Подтвердите свои рассуждения рассмотрением строения катиона аммония.

В чём состоит донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи?

Донорно-акцепторный механизм — это один из способов образования ковалентной связи. Его суть заключается в том, что одна из взаимодействующих частиц, называемая донором, предоставляет свою электронную пару для образования общей связи, а другая частица, называемая акцептором, предоставляет для этой пары свободную (вакантную) атомную орбиталь. Таким образом, в отличие от обменного механизма, где каждый атом предоставляет по одному электрону, при донорно-акцепторном механизме оба электрона для связывающей пары поставляются только одним атомом (донором). При этом донором называют частицу (атом, ион, молекулу), предоставляющую электронную пару, а акцептором — частицу, предоставляющую для неё вакантную орбиталь. Образовавшаяся по донорно-акцепторному механизму ковалентная связь по своим свойствам (длина, энергия, полярность) ничем не отличается от ковалентной связи, образованной по обменному механизму.

Ответ: Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи состоит в том, что одна частица (донор) предоставляет пару электронов, а другая частица (акцептор) — свободную орбиталь для образования общей электронной пары.

Какой ещё механизм образования ковалентной связи вам известен?

Помимо донорно-акцепторного, существует обменный механизм образования ковалентной связи. Это наиболее распространенный механизм. При обменном механизме каждый из двух атомов, образующих связь, предоставляет по одному неспаренному электрону. Эти два электрона объединяются в общую электронную пару, которая принадлежит обоим атомам. За счет перекрывания их атомных орбиталей в межъядерном пространстве возникает область повышенной электронной плотности, которая притягивает положительно заряженные ядра атомов, удерживая их вместе.

Пример: образование молекулы водорода $H_2$. Каждый атом водорода имеет по одному неспаренному электрону. При сближении атомов их s-орбитали перекрываются, образуя общую электронную пару:

$H\cdot + \cdot H \rightarrow H:H$

Ответ: Другой механизм образования ковалентной связи — обменный, при котором каждый из взаимодействующих атомов предоставляет по одному неспаренному электрону для создания общей связывающей пары.

Подтвердите свои рассуждения рассмотрением строения катиона аммония.

Образование катиона аммония ($NH_4^+$) является классическим примером, иллюстрирующим оба механизма образования ковалентной связи.

1. Строение молекулы аммиака ($NH_3$). Атом азота имеет 5 валентных электронов ($2s^22p^3$). Три из них (неспаренные p-электроны) участвуют в образовании трех ковалентных полярных связей с тремя атомами водорода. Каждая из этих трех связей N-H образуется по обменному механизму: атом азота предоставляет один электрон, и атом водорода предоставляет один электрон. После образования трех связей у атома азота остается неподеленная электронная пара на 2s-орбитали. Благодаря наличию этой неподеленной пары электронов молекула аммиака ($:NH_3$) может выступать в роли донора.

2. Ион водорода ($H^+$). Ион водорода, или протон, образуется, когда атом водорода теряет свой единственный электрон. В результате у иона $H^+$ остается пустая 1s-орбиталь. Следовательно, ион водорода может выступать в роли акцептора.

3. Образование катиона аммония ($NH_4^+$). При взаимодействии молекулы аммиака с ионом водорода (например, в кислой среде) атом азота предоставляет свою неподеленную электронную пару на вакантную орбиталь иона водорода. Таким образом, образуется четвертая связь N-H по донорно-акцепторному механизму. Схематично этот процесс можно записать так:

$:NH_3 + H^+ \rightarrow [NH_4]^+$

В результате образуется катион аммония $NH_4^+$. Важно отметить, что после образования все четыре связи N-H в катионе аммония становятся абсолютно одинаковыми и неразличимыми. Положительный заряд распределяется равномерно по всему иону. Таким образом, в одной частице — катионе аммония — присутствуют связи, образованные по обоим механизмам, которые в итоге становятся эквивалентными.

Ответ: В катионе аммония $NH_4^+$ три связи N-H образованы по обменному механизму (в исходной молекуле $NH_3$), а четвертая связь N-H образуется по донорно-акцепторному механизму, где донором электронной пары является атом азота в молекуле аммиака, а акцептором — ион водорода ($H^+$) со своей вакантной орбиталью. После образования все четыре связи становятся равноценными.

5. Запишите сокращённое ионное уравнение качественной реакции на катион аммония.

Качественной реакцией для обнаружения катиона аммония ($NH_4^+$) является его взаимодействие с раствором щёлочи (сильного основания). В результате этой реакции выделяется аммиак ($NH_3$) — бесцветный газ с характерным резким запахом. Для ускорения процесса реакционную смесь, как правило, нагревают.

Для получения сокращённого ионного уравнения рассмотрим в качестве примера реакцию между хлоридом аммония ($NH_4Cl$) и гидроксидом натрия ($NaOH$).

Сначала запишем молекулярное уравнение:

$NH_4Cl + NaOH \rightarrow NaCl + NH_3\uparrow + H_2O$

Затем составим полное ионное уравнение, расписав сильные электролиты (растворимые соли и щёлочь) на ионы. Газ ($NH_3$) и слабо диссоциирующее вещество (вода $H_2O$) записываются в молекулярном виде:

$NH_4^+ + Cl^- + Na^+ + OH^- \rightarrow Na^+ + Cl^- + NH_3\uparrow + H_2O$

Чтобы получить сокращённое ионное уравнение, необходимо исключить из обеих частей полного ионного уравнения ионы, которые не участвуют в реакции (ионы-наблюдатели). В данном случае это катион натрия ($Na^+$) и хлорид-анион ($Cl^-$).

После сокращения получаем итоговое уравнение, которое и является универсальным для качественной реакции на ион аммония:

$NH_4^+ + OH^- \rightarrow NH_3\uparrow + H_2O$

Ответ: $NH_4^+ + OH^- \rightarrow NH_3\uparrow + H_2O$.

6. Напишите уравнения реакций получения нитрида натрия и его взаимодействия с водой. Какая из этих реакций является окислительно-восстановительной?

Уравнение реакции получения нитрида натрия

Нитрид натрия ($Na_3N$) получают при непосредственном взаимодействии простых веществ: металлического натрия и газообразного азота. Реакция обычно протекает при нагревании.

Сбалансированное уравнение реакции:

$6Na + N_2 \xrightarrow{t} 2Na_3N$

Ответ: $6Na + N_2 \rightarrow 2Na_3N$.

Уравнение реакции взаимодействия нитрида натрия с водой

Нитрид натрия, как и нитриды других щелочных металлов, является солью, образованной очень слабой кислотой (аммиак $NH_3$) и сильным основанием ($NaOH$). Поэтому при взаимодействии с водой он подвергается полному, необратимому гидролизу с образованием гидроксида натрия и аммиака.

Сбалансированное уравнение реакции:

$Na_3N + 3H_2O \rightarrow 3NaOH + NH_3$

Ответ: $Na_3N + 3H_2O \rightarrow 3NaOH + NH_3$.

Какая из этих реакций является окислительно-восстановительной?

Окислительно-восстановительной (ОВР) называется реакция, в результате которой изменяются степени окисления у атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Чтобы определить, какая из реакций является ОВР, необходимо расставить степени окисления для всех элементов в обеих реакциях.

1. Реакция получения нитрида натрия:

$6\overset{0}{Na} + \overset{0}{N_2} \rightarrow 2\overset{+1}{Na_3}\overset{-3}{N}$

В этой реакции изменяются степени окисления:

$Na^0 \rightarrow Na^{+1}$ (степень окисления увеличилась, натрий окисляется)
$N^0 \rightarrow N^{-3}$ (степень окисления уменьшилась, азот восстанавливается)

Так как произошло изменение степеней окисления, данная реакция является окислительно-восстановительной.

2. Реакция взаимодействия нитрида натрия с водой:

$\overset{+1}{Na_3}\overset{-3}{N} + 3\overset{+1}{H_2}\overset{-2}{O} \rightarrow 3\overset{+1}{Na}\overset{-2}{O}\overset{+1}{H} + \overset{-3}{N}\overset{+1}{H_3}$

В этой реакции степени окисления элементов не изменяются:

$Na$: был $+1$, стал $+1$
$N$: был $-3$, стал $-3$
$H$: был $+1$, стал $+1$
$O$: был $-2$, стал $-2$

Поскольку степени окисления всех элементов остались без изменений, эта реакция не является окислительно-восстановительной. Это реакция ионного обмена (гидролиз).

Ответ: Окислительно-восстановительной является реакция получения нитрида натрия ($6Na + N_2 \rightarrow 2Na_3N$), так как в ней изменяются степени окисления натрия и азота.

7. С какими из перечисленных веществ реагирует аммиак: водород, азотная кислота, кислород, гидроксид натрия, вода, хлорид калия, оксид меди(II), железо, сульфат аммония? Запишите уравнения соответствующих реакций.

Аммиак ($NH_3$) — это соединение, которое в химических реакциях может проявлять как основные, так и восстановительные свойства. Его основные свойства обусловлены наличием неподеленной электронной пары у атома азота, а восстановительные — низкой степенью окисления азота (-3). Рассмотрим взаимодействие аммиака с каждым из перечисленных веществ.

Азотная кислота

Аммиак, проявляя свойства основания, реагирует с кислотами. С азотной кислотой ($HNO_3$) происходит реакция нейтрализации, в результате которой образуется соль — нитрат аммония ($NH_4NO_3$).

$NH_3 + HNO_3 \rightarrow NH_4NO_3$

Ответ: $NH_3 + HNO_3 \rightarrow NH_4NO_3$

Кислород

Аммиак горит в кислороде ($O_2$), проявляя восстановительные свойства. В зависимости от условий (наличие катализатора, температура) реакция может идти по-разному.
1. Горение без катализатора приводит к образованию простого вещества азота ($N_2$) и воды.
$4NH_3 + 3O_2 \xrightarrow{t} 2N_2 + 6H_2O$
2. Каталитическое окисление аммиака (например, на платиновом катализаторе) является ключевой стадией в производстве азотной кислоты и приводит к образованию оксида азота(II) ($NO$) и воды.
$4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{кат., t} 4NO + 6H_2O$

Ответ: $4NH_3 + 3O_2 \xrightarrow{t} 2N_2 + 6H_2O$; $4NH_3 + 5O_2 \xrightarrow{кат., t} 4NO + 6H_2O$

Вода

Аммиак хорошо растворяется в воде ($H_2O$), при этом происходит обратимая химическая реакция с образованием гидрата аммиака ($NH_3 \cdot H_2O$), который является слабым основанием и диссоциирует на ионы аммония ($NH_4^+$) и гидроксид-ионы ($OH^-$). Это придает раствору щелочную реакцию.

$NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$

Ответ: $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$

Оксид меди(II)

При нагревании аммиак выступает как восстановитель по отношению к оксидам многих металлов. В реакции с оксидом меди(II) ($CuO$) он восстанавливает медь до металлического состояния, а сам окисляется до молекулярного азота.

$2NH_3 + 3CuO \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 + 3H_2O$

Ответ: $2NH_3 + 3CuO \xrightarrow{t} 3Cu + N_2 + 3H_2O$

Аммиак не реагирует со следующими веществами из списка:
• водород ($H_2$): является продуктом разложения аммиака или реагентом для его синтеза, но не вступает с ним в реакцию в обычных условиях.
• гидроксид натрия ($NaOH$): является основанием, как и аммиак (в водном растворе), поэтому реакция между ними не идет.
• хлорид калия ($KCl$): соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой. Реакция ионного обмена с участием слабого основания аммиака невозможна.
• железо ($Fe$): в обычных условиях реакция не идет. Взаимодействие (азотирование) с образованием нитридов железа возможно лишь при очень высоких температурах (500-600°C), что выходит за рамки стандартной программы.
• сульфат аммония ($(NH_4)_2SO_4$): это соль самого аммиака, поэтому они не взаимодействуют.

8. В двух пробирках без подписи находятся растворы хлорида аммония и хлорида натрия. Какими способами можно распознать эти вещества? Ответ подтвердите уравнениями соответствующих реакций.

Найти:

Какими способами можно распознать растворы хлорида аммония ($NH_4Cl$) и хлорида натрия ($NaCl$).

Решение:

Для того чтобы различить растворы хлорида аммония ($NH_4Cl$) и хлорида натрия ($NaCl$), необходимо провести качественные реакции, которые позволят идентифицировать один из катионов: ион аммония ($NH_4^+$) или ион натрия ($Na^+$), так как анион (хлорид-ион $Cl^-$) у них одинаковый.

Способ 1: Реакция с раствором щелочи при нагревании

Данный способ является качественной реакцией на ион аммония ($NH_4^+$). Для проведения опыта необходимо в обе пробирки с растворами добавить несколько капель раствора сильной щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$), и аккуратно нагреть.

В пробирке, содержащей хлорид аммония, произойдет реакция с выделением газообразного аммиака ($NH_3$), который имеет характерный резкий запах. Обнаружить аммиак также можно при помощи влажной красной лакмусовой бумажки, поднесенной к отверстию пробирки, – она изменит свой цвет на синий.

Уравнение реакции:

$NH_4Cl + NaOH \xrightarrow{t} NaCl + NH_3\uparrow + H_2O$

В пробирке с хлоридом натрия ($NaCl$) при добавлении щелочи и нагревании никаких видимых изменений не произойдет, так как реакция не протекает.

Ответ: В той пробирке, где при добавлении щелочи и нагревании выделяется газ с резким запахом, находится раствор хлорида аммония. В пробирке, где реакция не наблюдается, находится раствор хлорида натрия.

Способ 2: Определение pH среды с помощью индикатора

Различие между солями можно установить, определив pH их водных растворов. Хлорид натрия ($NaCl$) образован сильным основанием ($NaOH$) и сильной кислотой ($HCl$), поэтому его раствор имеет нейтральную среду (pH ≈ 7).

Хлорид аммония ($NH_4Cl$) образован слабым основанием ($NH_4OH$) и сильной кислотой ($HCl$), поэтому он подвергается гидролизу по катиону, что приводит к образованию слабокислой среды (pH < 7).

Уравнение гидролиза в ионной форме:

$NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3 \cdot H_2O + H^+$

Для определения pH можно добавить в каждую пробирку по несколько капель универсального индикатора или лакмуса. В растворе хлорида аммония индикатор покажет кислую среду (например, лакмус станет красным), а в растворе хлорида натрия среда будет нейтральной (лакмус останется фиолетовым).

Ответ: В пробирке, где индикатор показывает кислую среду, находится раствор хлорида аммония. В пробирке с нейтральной средой — раствор хлорида натрия.

9. В 150 мл воды растворили 67,2 л аммиака (н. у.). Рассчитайте массовую долю аммиака в полученном растворе.

Дано:

Объем воды $V(H_2O) = 150 \text{ мл}$

Объем аммиака $V(NH_3) = 67,2 \text{ л}$ (н. у. - нормальные условия)

Перевод данных в систему СИ:

Найти:

Массовую долю аммиака в растворе $\omega(NH_3) - ?$

Решение:

1. Для расчета массовой доли необходимо найти массу растворенного вещества (аммиака) и массу всего раствора. Для удобства вычислений будем использовать единицы измерения: граммы (г) и литры (л).

2. Найдем массу растворителя — воды ($H_2O$). Плотность воды принимаем равной $1 \text{ г/мл}$.

$m(H_2O) = V(H_2O) \cdot \rho(H_2O) = 150 \text{ мл} \cdot 1 \text{ г/мл} = 150 \text{ г}$

3. Найдем количество вещества аммиака ($NH_3$), зная его объем при нормальных условиях. Молярный объем любого газа при н.у. составляет $V_m = 22,4 \text{ л/моль}$.

$n(NH_3) = \frac{V(NH_3)}{V_m} = \frac{67,2 \text{ л}}{22,4 \text{ л/моль}} = 3 \text{ моль}$

4. Рассчитаем молярную массу аммиака ($M(NH_3)$).

$M(NH_3) = M(N) + 3 \cdot M(H) = 14 + 3 \cdot 1 = 17 \text{ г/моль}$

5. Найдем массу аммиака, зная его количество вещества и молярную массу.

$m(NH_3) = n(NH_3) \cdot M(NH_3) = 3 \text{ моль} \cdot 17 \text{ г/моль} = 51 \text{ г}$

6. Найдем массу полученного раствора. Она равна сумме масс растворителя (воды) и растворенного вещества (аммиака).

$m_{\text{раствора}} = m(H_2O) + m(NH_3) = 150 \text{ г} + 51 \text{ г} = 201 \text{ г}$

7. Рассчитаем массовую долю аммиака ($\omega$) в полученном растворе по формуле:

$\omega(NH_3) = \frac{m(NH_3)}{m_{\text{раствора}}} \cdot 100\%$

$\omega(NH_3) = \frac{51 \text{ г}}{201 \text{ г}} \cdot 100\% \approx 0,25373 \cdot 100\% \approx 25,37\%$

Округляя результат до десятых долей процента, получаем $25,4\%$.

Ответ: массовая доля аммиака в полученном растворе составляет $25,4\%$.

10. Постройте круговые диаграммы, отражающие массовые доли химических элементов в следующих солях: нитрат калия, нитрат аммония, нитрат кальция, сульфат аммония. Какую из этих солей вы бы рекомендовали использовать в качестве азотного удобрения?

Для решения задачи нам понадобятся относительные атомные массы химических элементов (округленные до целых чисел).

Дано:

Найти:

Решение:

Массовая доля элемента (ω) в веществе вычисляется по формуле:

$\omega(Э) = \frac{n \cdot Ar(Э)}{Mr(вещества)} \cdot 100\%$

где $n$ — число атомов элемента в формуле, $Ar(Э)$ — относительная атомная масса элемента, $Mr(вещества)$ — относительная молекулярная масса вещества.

Нитрат калия ($KNO_3$)

1. Вычислим относительную молекулярную массу нитрата калия:

$Mr(KNO_3) = Ar(K) + Ar(N) + 3 \cdot Ar(O) = 39 + 14 + 3 \cdot 16 = 101$

2. Вычислим массовые доли элементов:

$\omega(K) = \frac{39}{101} \cdot 100\% \approx 38,6\%$

$\omega(N) = \frac{14}{101} \cdot 100\% \approx 13,9\%$

$\omega(O) = \frac{3 \cdot 16}{101} \cdot 100\% = \frac{48}{101} \cdot 100\% \approx 47,5\%$

3. Данные для построения круговой диаграммы:

• Сектор "Калий (K)": $38,6\%$ (угол $38,6 \cdot 3,6^\circ \approx 139^\circ$)
• Сектор "Азот (N)": $13,9\%$ (угол $13,9 \cdot 3,6^\circ \approx 50^\circ$)
• Сектор "Кислород (O)": $47,5\%$ (угол $47,5 \cdot 3,6^\circ \approx 171^\circ$)

Ответ: Массовые доли элементов в нитрате калия: $\omega(K) \approx 38,6\%$, $\omega(N) \approx 13,9\%$, $\omega(O) \approx 47,5\%$.

Нитрат аммония ($NH_4NO_3$)

1. Вычислим относительную молекулярную массу нитрата аммония:

$Mr(NH_4NO_3) = 2 \cdot Ar(N) + 4 \cdot Ar(H) + 3 \cdot Ar(O) = 2 \cdot 14 + 4 \cdot 1 + 3 \cdot 16 = 28 + 4 + 48 = 80$

2. Вычислим массовые доли элементов:

$\omega(N) = \frac{2 \cdot 14}{80} \cdot 100\% = \frac{28}{80} \cdot 100\% = 35,0\%$

$\omega(H) = \frac{4 \cdot 1}{80} \cdot 100\% = \frac{4}{80} \cdot 100\% = 5,0\%$

$\omega(O) = \frac{3 \cdot 16}{80} \cdot 100\% = \frac{48}{80} \cdot 100\% = 60,0\%$

3. Данные для построения круговой диаграммы:

• Сектор "Азот (N)": $35,0\%$ (угол $35,0 \cdot 3,6^\circ = 126^\circ$)
• Сектор "Водород (H)": $5,0\%$ (угол $5,0 \cdot 3,6^\circ = 18^\circ$)
• Сектор "Кислород (O)": $60,0\%$ (угол $60,0 \cdot 3,6^\circ = 216^\circ$)

Ответ: Массовые доли элементов в нитрате аммония: $\omega(N) = 35,0\%$, $\omega(H) = 5,0\%$, $\omega(O) = 60,0\%$.

Нитрат кальция ($Ca(NO_3)_2$)

1. Вычислим относительную молекулярную массу нитрата кальция:

$Mr(Ca(NO_3)_2) = Ar(Ca) + 2 \cdot (Ar(N) + 3 \cdot Ar(O)) = 40 + 2 \cdot (14 + 3 \cdot 16) = 40 + 2 \cdot 62 = 164$

2. Вычислим массовые доли элементов:

$\omega(Ca) = \frac{40}{164} \cdot 100\% \approx 24,4\%$

$\omega(N) = \frac{2 \cdot 14}{164} \cdot 100\% = \frac{28}{164} \cdot 100\% \approx 17,1\%$

$\omega(O) = \frac{2 \cdot 3 \cdot 16}{164} \cdot 100\% = \frac{96}{164} \cdot 100\% \approx 58,5\%$

3. Данные для построения круговой диаграммы:

• Сектор "Кальций (Ca)": $24,4\%$ (угол $24,4 \cdot 3,6^\circ \approx 88^\circ$)
• Сектор "Азот (N)": $17,1\%$ (угол $17,1 \cdot 3,6^\circ \approx 62^\circ$)
• Сектор "Кислород (O)": $58,5\%$ (угол $58,5 \cdot 3,6^\circ \approx 211^\circ$)

Ответ: Массовые доли элементов в нитрате кальция: $\omega(Ca) \approx 24,4\%$, $\omega(N) \approx 17,1\%$, $\omega(O) \approx 58,5\%$.

Сульфат аммония ($(NH_4)_2SO_4$)

1. Вычислим относительную молекулярную массу сульфата аммония:

$Mr((NH_4)_2SO_4) = 2 \cdot (Ar(N) + 4 \cdot Ar(H)) + Ar(S) + 4 \cdot Ar(O) = 2 \cdot (14+4) + 32 + 4 \cdot 16 = 36 + 32 + 64 = 132$

2. Вычислим массовые доли элементов:

$\omega(N) = \frac{2 \cdot 14}{132} \cdot 100\% = \frac{28}{132} \cdot 100\% \approx 21,2\%$

$\omega(H) = \frac{2 \cdot 4 \cdot 1}{132} \cdot 100\% = \frac{8}{132} \cdot 100\% \approx 6,1\%$

$\omega(S) = \frac{32}{132} \cdot 100\% \approx 24,2\%$

$\omega(O) = \frac{4 \cdot 16}{132} \cdot 100\% = \frac{64}{132} \cdot 100\% \approx 48,5\%$

3. Данные для построения круговой диаграммы:

• Сектор "Азот (N)": $21,2\%$ (угол $21,2 \cdot 3,6^\circ \approx 76^\circ$)
• Сектор "Водород (H)": $6,1\%$ (угол $6,1 \cdot 3,6^\circ \approx 22^\circ$)
• Сектор "Сера (S)": $24,2\%$ (угол $24,2 \cdot 3,6^\circ \approx 87^\circ$)
• Сектор "Кислород (O)": $48,5\%$ (угол $48,5 \cdot 3,6^\circ \approx 175^\circ$)

Ответ: Массовые доли элементов в сульфате аммония: $\omega(N) \approx 21,2\%$, $\omega(H) \approx 6,1\%$, $\omega(S) \approx 24,2\%$, $\omega(O) \approx 48,5\%$.

Какую из этих солей вы бы рекомендовали использовать в качестве азотного удобрения?

Азотные удобрения ценятся по содержанию в них азота, который является ключевым элементом для роста и развития растений. Чтобы выбрать наиболее эффективное азотное удобрение из предложенных, сравним массовые доли азота (ω(N)) в каждой соли:

• Нитрат калия ($KNO_3$): $\omega(N) \approx 13,9\%$
• Нитрат аммония ($NH_4NO_3$): $\omega(N) = 35,0\%$
• Нитрат кальция ($Ca(NO_3)_2$): $\omega(N) \approx 17,1\%$
• Сульфат аммония ($(NH_4)_2SO_4$): $\omega(N) \approx 21,2\%$

Сравнение показывает, что наибольшая массовая доля азота содержится в нитрате аммония.

Ответ: В качестве азотного удобрения наиболее эффективно использовать нитрат аммония ($NH_4NO_3$), так как в нем самая высокая массовая доля азота (35,0%) среди представленных солей.

11. Подготовьте сообщение по теме «Производство аммиака: от Габера до современности».

Историческое значение и открытие процесса Габера-Боша

До начала XX века производство азотных соединений, необходимых в первую очередь для сельского хозяйства (удобрения) и военной промышленности (взрывчатые вещества), зависело от природных источников, таких как чилийская селитра. Истощение этих запасов предвещало мировой продовольственный кризис. Проблема заключалась в фиксации атмосферного азота ($N_2$) — превращении его в химически активные соединения. Молекула азота чрезвычайно инертна из-за очень прочной тройной связи между атомами.

Революционный прорыв совершил немецкий химик Фриц Габер. В 1909 году он впервые в лабораторных условиях смог синтезировать аммиак ($NH_3$) напрямую из азота и водорода. Уравнение реакции выглядит следующим образом:

$N_2(г) + 3H_2(г) \rightleftharpoons 2NH_3(г) \quad \Delta H = -92.4 \ кДж/моль$

Процесс является обратимым и экзотермическим. Для смещения равновесия в сторону образования продукта, согласно принципу Ле Шателье, необходимо:

• Высокое давление: в левой части уравнения 4 моля газа, в правой — 2. Повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньшего объема, то есть в сторону образования аммиака.
• Низкая температура: так как реакция экзотермическая, понижение температуры способствует смещению равновесия вправо. Однако при низкой температуре скорость реакции ничтожно мала.

Габер нашел компромисс: он использовал высокое давление (около 150–200 атмосфер) и умеренно высокую температуру (около 500 °C) в присутствии катализатора (изначально это были осмий и уран). Задачу промышленной реализации этого процесса решил инженер Карл Бош. Он разработал аппаратуру, способную выдерживать экстремальные условия, и нашел более дешевый и доступный катализатор на основе железа с активирующими добавками. Первый промышленный завод по производству аммиака по процессу Габера-Боша был запущен в Германии в 1913 году. Это открытие позволило решить проблему "азотного голода" и оказало огромное влияние на развитие сельского хозяйства и промышленности в XX веке.

Ответ: Процесс Габера-Боша, разработанный в начале XX века, стал первым промышленно успешным методом синтеза аммиака из атмосферного азота и водорода, основанным на применении высокого давления, повышенной температуры и катализаторов для преодоления инертности азота.

Эволюция технологии производства аммиака

С момента своего создания процесс Габера-Боша постоянно совершенствовался с целью повышения эффективности и снижения затрат. Основные направления модернизации включали:

• Катализаторы: на смену первым катализаторам из осмия и урана пришли более дешевые и эффективные железные катализаторы, промотированные (усиленные) оксидами алюминия ($Al_2O_3$), калия ($K_2O$) и кальция ($CaO$). Эти добавки увеличивают активную поверхность катализатора, его стабильность и устойчивость к каталитическим ядам. Современные катализаторы позволяют достигать высокого выхода аммиака при более низких давлениях и температурах, чем в первых установках.
• Источники водорода: изначально водород получали путем электролиза воды, что было очень энергозатратно. Позже перешли на газификацию угля. Сегодня основным сырьем для получения водорода является природный газ (метан, $CH_4$). Его подвергают паровой конверсии (риформингу):
  $CH_4 + H_2O \rightleftharpoons CO + 3H_2$
  Полученный угарный газ ($CO$) далее реагирует с водяным паром для получения дополнительного водорода (реакция конверсии водяного газа):
  $CO + H_2O \rightleftharpoons CO_2 + H_2$
  Перед подачей в реактор синтеза аммиака азотоводородную смесь тщательно очищают от примесей ($CO, CO_2$), которые являются ядами для железного катализатора.
• Энергоэффективность: современные заводы по производству аммиака — это высокоинтегрированные системы. Тепло, выделяющееся в ходе экзотермической реакции синтеза, используется для подогрева исходных газов, производства пара высокого давления, который вращает турбины компрессоров и генераторов, покрывая значительную часть энергетических потребностей самого завода. Это значительно снижает общее потребление энергии.

Ответ: Эволюция производства аммиака шла по пути усовершенствования катализаторов, перехода на более дешевое сырье для получения водорода (природный газ), а также кардинального повышения энергоэффективности за счет рекуперации тепла и интеграции технологических процессов.

Современное производство аммиака и перспективы развития

Сегодня производство аммиака — одна из самых крупнотоннажных отраслей химической промышленности. Современные агрегаты синтеза аммиака представляют собой огромные комплексы с единичной мощностью до 3000-5000 тонн в сутки. Процесс полностью автоматизирован и оптимизирован с помощью компьютерного моделирования для достижения максимальной производительности.

Однако у современного производства есть серьезный недостаток — высокий углеродный след. Поскольку основным сырьем является природный газ, процесс сопровождается выделением огромного количества диоксида углерода ($CO_2$), что делает его одним из главных промышленных источников парниковых газов. Это ставит перед отраслью новые вызовы, связанные с необходимостью декарбонизации.

Главной перспективой является переход на производство так называемого "зеленого" аммиака. В этой концепции изменяется способ получения ключевого компонента — водорода:

• Водород получают методом электролиза воды.
• Электроэнергия для электролиза поставляется из возобновляемых источников (ВИЭ): солнечных, ветровых или гидроэлектростанций.
• Азот, как и прежде, получают из воздуха.

В результате такого процесса синтез аммиака становится практически углеродно-нейтральным. "Зеленый" аммиак может использоваться не только для производства удобрений, но и как чистое топливо или способ хранения и транспортировки водорода. Несмотря на то, что сегодня стоимость "зеленого" аммиака значительно выше традиционного, развитие технологий ВИЭ и электролиза делает этот путь все более реалистичным. Ведутся также исследования по разработке принципиально новых катализаторов, способных работать при комнатной температуре и атмосферном давлении, например, в рамках электрохимического синтеза, что может полностью изменить технологию в будущем.

Ответ: Современное производство аммиака высокоэффективно, но экологически небезопасно из-за выбросов $CO_2$. Будущее отрасли связано с переходом на "зеленый" аммиак, получаемый с использованием водорода из возобновляемых источников энергии, что позволит кардинально снизить углеродный след и использовать аммиак в качестве чистого энергоносителя.

12. Объясните, почему аммиак используют в промышленных холодильных установках.

Аммиак (химическая формула $NH_3$) широко используется в качестве хладагента в крупных промышленных холодильных установках по ряду причин, связанных с его уникальными термодинамическими, экономическими и эксплуатационными свойствами.

Принцип работы любой холодильной установки основан на фазовом переходе рабочего вещества (хладагента) из жидкого состояния в газообразное. Этот процесс, называемый кипением или испарением, сопровождается поглощением большого количества теплоты из окружающей среды, что и обеспечивает охлаждение. В промышленных установках аммиак используется благодаря следующим ключевым преимуществам:

• Высокая удельная теплота парообразования. Аммиак обладает одной из самых высоких удельных теплот парообразования среди всех хладагентов (около 1370 кДж/кг при атмосферном давлении). Это означает, что при испарении одного килограмма жидкого аммиака поглощается очень большое количество тепловой энергии. Формула для количества теплоты, поглощаемой при испарении, выглядит так: $Q = L \cdot m$, где $L$ – удельная теплота парообразования, а $m$ – масса вещества. Благодаря высокому значению $L$, аммиачные системы очень энергоэффективны: они могут производить больше холода на единицу затраченной энергии по сравнению с системами на других хладагентах.
• Оптимальные температурные и барометрические характеристики. Температура кипения аммиака при атмосферном давлении составляет $-33.3^{\circ} \text{C}$. Это позволяет ему эффективно работать при низких температурах, необходимых в промышленности (например, для заморозки продуктов), при этом поддерживая давление в испарителе выше атмосферного. Работа при избыточном давлении предотвращает подсос воздуха и влаги в систему, что могло бы привести к ее поломке и снижению эффективности.
• Экономическая доступность и экологическая безопасность. Аммиак является одним из самых дешевых хладагентов, что делает его экономически выгодным для использования в больших промышленных системах, требующих значительных объемов рабочего вещества. Кроме того, аммиак – это природный хладагент. Его потенциал разрушения озонового слоя (ODP) равен нулю, и потенциал глобального потепления (GWP) также равен нулю. Это делает его экологически безопасной альтернативой фреонам (ХФУ, ГХФУ, ГФУ), которые наносят вред окружающей среде.

Несмотря на эти преимущества, применение аммиака ограничено промышленной сферой из-за его недостатков:

• Токсичность и горючесть. Аммиак токсичен для человека и может быть горючим при определенных концентрациях. Поэтому его использование в бытовых приборах (домашних холодильниках, кондиционерах) запрещено. В промышленных условиях, где установки расположены в отдельных, хорошо вентилируемых помещениях и обслуживаются обученным персоналом, риски можно контролировать. Резкий запах аммиака также служит сигналом об утечке.
• Коррозионная активность. Аммиак вызывает коррозию меди и ее сплавов (латуни, бронзы), поэтому в аммиачных системах используются только стальные или алюминиевые компоненты.

Таким образом, уникальное сочетание высокой термодинамической эффективности, низкой стоимости и экологичности делает аммиак практически незаменимым хладагентом для мощных промышленных холодильных установок, несмотря на связанные с его использованием требования к безопасности.

Ответ: Аммиак используют в промышленных холодильных установках, потому что он обладает очень высокой удельной теплотой парообразования, что делает его чрезвычайно энергоэффективным хладагентом. Кроме того, он дешев, экологически безопасен (не разрушает озоновый слой и не способствует глобальному потеплению), и имеет подходящие температурные характеристики для промышленного холода. Его токсичность и коррозионная активность ограничивают его применение бытовой сферой, но в промышленных условиях эти риски контролируются специальными мерами безопасности.