Nh3 ist eine Art chemische Bindung. Was sind die Eigenschaften und der Name des Stoffes NH3? Physikalische Eigenschaften von Ammoniak

Im Abschnitt zur Frage helfen Sie mir bitte, die Chemie zu lösen. Geben Sie die vom Autor angegebene Art der Bindung in den Molekülen NH3, CaCl2, Al2O3, BaS... an Evgeny_1991 Die beste Antwort ist 1) NH3-Bindungstyp-Cov. Polar. An der Bindungsbildung sind jeweils drei ungepaarte Elektronen des Stickstoffs und eines des Wasserstoffs beteiligt. Es gibt keine Pi-Anleihen. sp3-Hybridisierung. Die Form des Moleküls ist pyramidenförmig (ein Orbital nimmt nicht an der Hybridisierung teil, das Tetraeder verwandelt sich in eine Pyramide)
Der CaCl2-Bindungstyp ist ionisch. An der Bindungsbildung sind zwei Calciumelektronen im s-Orbital beteiligt, die zwei Chloratome aufnehmen und so ihre dritte Ebene vervollständigen. keine Pi-Bindungen, Hybridisierungstyp sp. Sie befinden sich im Raum in einem Winkel von 180 Grad
Der Al2O3-Bindungstyp ist ionisch. An der Bildung der Bindung sind drei Elektronen aus den s- und p-Orbitalen des Aluminiums beteiligt, die der Sauerstoff aufnimmt und so seine zweite Ebene vervollständigt. O=Al-O-Al=O. Es gibt Pi-Bindungen zwischen Sauerstoff und Aluminium. sp-Hybridisierungstyp am wahrscheinlichsten.
Die Bindung vom BaS-Typ ist ionisch. Zwei Bariumelektronen werden von Schwefel aufgenommen. Ba=S ist eine Pi-Bindung. Hybridisierung sp. Flaches Molekül.
2) AgNO3
An der Kathode wird Silber reduziert
K Ag+ + e = Ag
Wasser oxidiert an der Anode
A 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Gemäß dem Faradayschen Gesetz (was auch immer...) ist die Masse (Volumen) der an der Kathode freigesetzten Substanz proportional zur Menge an Elektrizität, die durch die Lösung fließt
m(Ag) = Me/zF *I*t = 32,23 g
V(O2) = Ve/F *I*t = 1,67 l

.

Sie wissen, dass sich Atome miteinander verbinden können, um sowohl einfache als auch komplexe Substanzen zu bilden. Dabei entstehen verschiedene Arten chemischer Bindungen: ionisch, kovalent (unpolar und polar), metallisch und Wasserstoff. Eine der wesentlichsten Eigenschaften von Atomen von Elementen, die bestimmen, welche Art von Bindung zwischen ihnen gebildet wird – ionisch oder kovalent – Das ist Elektronegativität, d.h. die Fähigkeit von Atomen in einer Verbindung, Elektronen anzuziehen.

Eine bedingte quantitative Bewertung der Elektronegativität erfolgt durch die relative Elektronegativitätsskala.

In Perioden besteht eine allgemeine Tendenz zur Zunahme der Elektronegativität von Elementen und in Gruppen zu ihrer Abnahme. Elemente werden entsprechend ihrer Elektronegativität in einer Reihe angeordnet, anhand derer die Elektronegativität von Elementen in verschiedenen Perioden verglichen werden kann.

Die Art der chemischen Bindung hängt davon ab, wie groß der Unterschied in den Elektronegativitätswerten der verbindenden Atome der Elemente ist. Je stärker sich die Atome der bindungsbildenden Elemente in der Elektronegativität unterscheiden, desto polarer ist die chemische Bindung. Es ist unmöglich, eine scharfe Grenze zwischen den Arten chemischer Bindungen zu ziehen. In den meisten Verbindungen ist die Art der chemischen Bindung intermediär; Beispielsweise kommt eine hochpolare kovalente chemische Bindung einer ionischen Bindung nahe. Je nachdem, in welchem ​​Grenzfall eine chemische Bindung näherer Natur ist, wird sie entweder als ionische oder als kovalente polare Bindung klassifiziert.

Eine Ionenbindung entsteht durch die Wechselwirkung von Atomen, deren Elektronegativität sich stark voneinander unterscheidet. Beispielsweise bilden die typischen Metalle Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Calcium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba) ionische Bindungen mit typischen Nichtmetallen, hauptsächlich Halogenen.

Neben Alkalimetallhalogeniden bilden sich ionische Bindungen auch in Verbindungen wie Alkalien und Salzen. Beispielsweise existieren in Natriumhydroxid (NaOH) und Natriumsulfat (Na 2 SO 4) ionische Bindungen nur zwischen Natrium- und Sauerstoffatomen (die übrigen Bindungen sind polar kovalent).

Wenn Atome mit gleicher Elektronegativität interagieren, entstehen Moleküle mit einer kovalenten unpolaren Bindung. Eine solche Bindung existiert in den Molekülen der folgenden einfachen Stoffe: H 2, F 2, Cl 2, O 2, N 2. Chemische Bindungen in diesen Gasen werden durch gemeinsame Elektronenpaare gebildet, d. h. wenn sich die entsprechenden Elektronenwolken aufgrund der Elektron-Kern-Wechselwirkung, die auftritt, wenn sich Atome einander nähern, überlappen.

Bei der Erstellung elektronischer Stoffformeln ist zu beachten, dass jedes gemeinsame Elektronenpaar ein konventionelles Bild einer erhöhten Elektronendichte ist, die aus der Überlappung der entsprechenden Elektronenwolken resultiert.

Wenn Atome interagieren, deren Elektronegativitätswerte sich unterscheiden, jedoch nicht stark, verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar zu einem elektronegativeren Atom. Dies ist die häufigste Art chemischer Bindung, die sowohl in anorganischen als auch in organischen Verbindungen vorkommt.

Zu den kovalenten Bindungen zählen vollständig auch solche Bindungen, die durch einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden, beispielsweise bei Hydronium- und Ammoniumionen.

Metallverbindung.

Die Bindung, die durch die Wechselwirkung relativ freier Elektronen mit Metallionen entsteht, wird Metallbindung genannt. Diese Art der Bindung ist charakteristisch für einfache Stoffe – Metalle.

Die Essenz des Prozesses der Bildung von Metallbindungen ist wie folgt: Metallatome geben leicht Valenzelektronen ab und verwandeln sich in positiv geladene Ionen. Relativ freie, vom Atom gelöste Elektronen bewegen sich zwischen positiven Metallionen. Zwischen ihnen entsteht eine metallische Bindung, d.h. Elektronen zementieren sozusagen die positiven Ionen des Kristallgitters von Metallen.

Wasserstoffverbindung.

Eine Bindung, die zwischen den Wasserstoffatomen eines Moleküls und einem Atom eines stark elektronegativen Elements entsteht(O,N,F) Ein anderes Molekül wird als Wasserstoffbindung bezeichnet.

Es könnte sich die Frage stellen: Warum geht Wasserstoff eine so spezifische chemische Bindung ein?

Dies liegt daran, dass der Atomradius von Wasserstoff sehr klein ist. Darüber hinaus erhält Wasserstoff bei der Verdrängung oder vollständigen Abgabe seines einzigen Elektrons eine relativ hohe positive Ladung, wodurch der Wasserstoff eines Moleküls mit Atomen elektronegativer Elemente interagiert, die eine teilweise negative Ladung aufweisen, die in die Zusammensetzung anderer Moleküle (HF) eingeht , H 2 O, NH 3) .

Schauen wir uns einige Beispiele an. Normalerweise stellen wir die Zusammensetzung von Wasser mit der chemischen Formel H 2 O dar. Dies ist jedoch nicht ganz korrekt. Richtiger wäre es, die Zusammensetzung von Wasser mit der Formel (H 2 O)n zu bezeichnen, wobei n = 2,3,4 usw. Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass einzelne Wassermoleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verbunden sind .

Wasserstoffbrückenbindungen werden normalerweise durch Punkte gekennzeichnet. Sie ist viel schwächer als ionische oder kovalente Bindungen, aber stärker als gewöhnliche intermolekulare Wechselwirkungen.

Das Vorhandensein von Wasserstoffbrücken erklärt die Zunahme des Wasservolumens mit sinkender Temperatur. Dies liegt daran, dass die Moleküle mit sinkender Temperatur stärker werden und daher die Dichte ihrer „Packung“ abnimmt.

Beim Studium der organischen Chemie stellte sich die Frage: Warum sind die Siedepunkte von Alkoholen viel höher als die der entsprechenden Kohlenwasserstoffe? Dies erklärt sich aus der Tatsache, dass sich auch zwischen Alkoholmolekülen Wasserstoffbrückenbindungen bilden.

Auch bei Alkoholen kommt es durch die Vergrößerung ihrer Moleküle zu einer Erhöhung des Siedepunktes.

Wasserstoffbrückenbindungen sind auch für viele andere organische Verbindungen (Phenole, Carbonsäuren usw.) charakteristisch. Aus Kursen in organischer Chemie und allgemeiner Biologie wissen Sie, dass das Vorhandensein einer Wasserstoffbrücke die Sekundärstruktur von Proteinen, die Struktur der Doppelhelix der DNA, also das Phänomen der Komplementarität, erklärt.

DEFINITION

Ammoniak- Wasserstoffnitrid.

Formel – NH 3. Molmasse – 17 g/mol.

Physikalische Eigenschaften von Ammoniak

Ammoniak (NH 3) ist ein farbloses Gas mit einem stechenden Geruch (der Geruch von „Ammoniak“), leichter als Luft und gut wasserlöslich (ein Volumenteil Wasser löst bis zu 700 Volumenteile Ammoniak). Die konzentrierte Ammoniaklösung enthält 25 % (Masse) Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm 3 .

Die Bindungen zwischen Atomen im Ammoniakmolekül sind kovalent. Gesamtansicht des AB 3-Moleküls. Alle Valenzorbitale des Stickstoffatoms gehen eine Hybridisierung ein, daher ist die Art der Hybridisierung des Ammoniakmoleküls sp 3. Ammoniak hat eine geometrische Struktur vom Typ AB 3 E – eine trigonale Pyramide (Abb. 1).

Reis. 1. Die Struktur des Ammoniakmoleküls.

Chemische Eigenschaften von Ammoniak

Chemisch gesehen ist Ammoniak recht aktiv: Es reagiert mit vielen Stoffen. Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Ammoniak „-3“ ist minimal, sodass Ammoniak nur reduzierende Eigenschaften aufweist.

Beim Erhitzen von Ammoniak mit Halogenen, Schwermetalloxiden und Sauerstoff entsteht Stickstoff:

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

In Gegenwart eines Katalysators kann Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert werden:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (Katalysator - Platin)

Im Gegensatz zu Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen der Gruppen VI und VII weist Ammoniak keine sauren Eigenschaften auf. Allerdings können Wasserstoffatome in seinem Molekül immer noch durch Metallatome ersetzt werden. Wenn Wasserstoff vollständig durch ein Metall ersetzt wird, entstehen Verbindungen, sogenannte Nitride, die auch durch direkte Wechselwirkung von Stickstoff mit dem Metall bei hohen Temperaturen erhalten werden können.

Die Haupteigenschaften von Ammoniak beruhen auf dem Vorhandensein eines freien Elektronenpaars am Stickstoffatom. Eine Lösung von Ammoniak in Wasser ist alkalisch:

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

Bei der Wechselwirkung von Ammoniak mit Säuren entstehen Ammoniumsalze, die sich beim Erhitzen zersetzen:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (beim Erhitzen)

Ammoniakproduktion

Es gibt industrielle und Labormethoden zur Herstellung von Ammoniak. Im Labor wird Ammoniak durch Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Ammoniumsalzen beim Erhitzen gewonnen:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Diese Reaktion ist für Ammoniumionen qualitativ.

Anwendung von Ammoniak

Die Ammoniakproduktion ist einer der wichtigsten technologischen Prozesse weltweit. Weltweit werden jährlich etwa 100 Millionen Tonnen Ammoniak produziert. Ammoniak wird in flüssiger Form oder in Form einer 25 %igen wässrigen Lösung – Ammoniakwasser – freigesetzt. Die Haupteinsatzgebiete von Ammoniak sind die Herstellung von Salpetersäure (spätere Herstellung stickstoffhaltiger Mineraldünger), Ammoniumsalze, Harnstoff, Hexamin, synthetische Fasern (Nylon und Nylon). Ammoniak wird als Kältemittel in industriellen Kühlanlagen und als Bleichmittel beim Reinigen und Färben von Baumwolle, Wolle und Seide verwendet.

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

3.3.1 Kovalente Bindung ist eine Zwei-Zentren-Zwei-Elektronen-Bindung, die durch die Überlappung von Elektronenwolken entsteht, die ungepaarte Elektronen mit antiparallelen Spins tragen. In der Regel entsteht es zwischen Atomen eines chemischen Elements.

Es wird quantitativ durch die Wertigkeit charakterisiert. Wertigkeit des Elements - Dies ist seine Fähigkeit, aufgrund freier Elektronen, die sich im atomaren Valenzband befinden, eine bestimmte Anzahl chemischer Bindungen zu bilden.

Eine kovalente Bindung wird nur durch ein Elektronenpaar zwischen Atomen gebildet. Man nennt es Split-Pair. Die verbleibenden Elektronenpaare werden freie Elektronenpaare genannt. Sie füllen die Schalen und nehmen nicht an der Bindung teil. Die Verbindung zwischen Atomen kann nicht nur durch ein, sondern auch durch zwei oder sogar drei geteilte Paare erfolgen. Solche Verbindungen heißen doppelt usw Schwarm – mehrere Verbindungen.

3.3.1.1 Kovalente unpolare Bindung. Eine Bindung, die durch die Bildung von Elektronenpaaren entsteht, die beiden Atomen gleichermaßen angehören, nennt man kovalent unpolar. Es tritt zwischen Atomen mit praktisch gleicher Elektronegativität (0,4 > ΔEO > 0) und daher einer gleichmäßigen Verteilung der Elektronendichte zwischen den Atomkernen in homonuklearen Molekülen auf. Zum Beispiel H 2, O 2, N 2, Cl 2 usw. Das Dipolmoment solcher Bindungen ist Null. Die CH-Bindung in gesättigten Kohlenwasserstoffen (zum Beispiel in CH 4) gilt als praktisch unpolar, weil ΔEO = 2,5 (C) – 2,1 (H) = 0,4.

3.3.1.2 Kovalente polare Bindung. Wenn ein Molekül aus zwei verschiedenen Atomen besteht, verschiebt sich die Überlappungszone der Elektronenwolken (Orbitale) zu einem der Atome und man spricht von einer solchen Bindung Polar- . Bei einer solchen Bindung ist die Wahrscheinlichkeit höher, Elektronen in der Nähe des Kerns eines der Atome zu finden. Zum Beispiel HCl, H 2 S, PH 3.

Polare (unsymmetrische) kovalente Bindung - Bindung zwischen Atomen mit unterschiedlicher Elektronegativität (2 > ΔEO > 0,4) und asymmetrischer Verteilung des gemeinsamen Elektronenpaares. Typischerweise entsteht es zwischen zwei Nichtmetallen.

Die Elektronendichte einer solchen Bindung verschiebt sich in Richtung eines elektronegativeren Atoms, was dazu führt, dass darauf eine teilweise negative Ladung (Delta minus) und auf der kleineren eine teilweise positive Ladung (Delta plus) auftritt elektronegatives Atom.

C ?  .

Die Richtung der Elektronenverschiebung ist ebenfalls durch einen Pfeil angegeben:

CCl, CO, CN, OH, CMg.

Je größer der Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome ist, desto höher ist die Polarität der Bindung und desto größer ist ihr Dipolmoment. Zwischen Teilladungen mit entgegengesetztem Vorzeichen wirken zusätzliche Anziehungskräfte. Je polarer die Bindung ist, desto stärker ist sie.

Außer Polarisierbarkeit kovalente Bindung hat das Grundstück Sättigung – die Fähigkeit eines Atoms, so viele kovalente Bindungen zu bilden, wie es energetisch verfügbare Atomorbitale hat. Die dritte Eigenschaft einer kovalenten Bindung ist ihre Richtung.

3.3.2 Ionenbindung. Die treibende Kraft hinter seiner Entstehung ist der gleiche Wunsch der Atome nach der Oktettschale. In manchen Fällen kann eine solche „Oktett“-Hülle jedoch nur entstehen, wenn Elektronen von einem Atom auf ein anderes übertragen werden. Daher entsteht in der Regel eine ionische Bindung zwischen einem Metall und einem Nichtmetall.

Betrachten Sie als Beispiel die Reaktion zwischen Natriumatomen (3s 1) und Fluoratomen (2s 2 3s 5). Elektronegativitätsunterschied in der NaF-Verbindung

EO = 4,0 - 0,93 = 3,07

Nachdem Natrium sein 3s 1-Elektron an Fluor abgegeben hat, wird es zu einem Na + -Ion und verbleibt mit einer gefüllten 2s 2 2p 6-Hülle, die der elektronischen Konfiguration des Neonatoms entspricht. Fluor erhält genau die gleiche elektronische Konfiguration, indem es ein von Natrium gespendetes Elektron aufnimmt. Dadurch entstehen elektrostatische Anziehungskräfte zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen.

Ionenverbindung - ein extremer Fall einer polaren kovalenten Bindung, basierend auf der elektrostatischen Anziehung von Ionen. Eine solche Bindung entsteht, wenn ein großer Unterschied in der Elektronegativität der gebundenen Atome besteht (EO > 2), wenn ein weniger elektronegatives Atom seine Valenzelektronen fast vollständig abgibt und sich in ein Kation verwandelt und sich ein anderes, elektronegativeres Atom anlagert diese Elektronen und wird zu einem Anion. Die Wechselwirkung von Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen ist richtungsunabhängig und Coulomb-Kräfte haben nicht die Eigenschaft der Sättigung. Deswegen Ionenverbindung hat keine räumliche Fokus Und Sättigung , da jedem Ion eine bestimmte Anzahl von Gegenionen (Ionenkoordinationszahl) zugeordnet ist. Daher haben ionisch gebundene Verbindungen keine molekulare Struktur und sind feste Substanzen, die ionische Kristallgitter bilden, mit hohen Schmelz- und Siedepunkten, sie sind stark polar, oft salzartig und in wässrigen Lösungen elektrisch leitfähig. Zum Beispiel MgS, NaCl, A 2 O 3. Es gibt praktisch keine Verbindungen mit rein ionischen Bindungen, da immer eine gewisse Kovalenz bestehen bleibt, da eine vollständige Übertragung eines Elektrons auf ein anderes Atom nicht beobachtet wird; In den „reichsten“ Substanzen beträgt der Anteil der Bindungsionizität nicht mehr als 90 %. Beispielsweise beträgt die Bindungspolarisation in NaF etwa 80 %.

In organischen Verbindungen sind Ionenbindungen recht selten, weil Ein Kohlenstoffatom neigt weder dazu, Elektronen abzugeben noch aufzunehmen, um Ionen zu bilden.

Wertigkeit Elemente in Verbindungen mit ionischen Bindungen werden sehr häufig charakterisiert Oxidationszustand , was wiederum dem Ladungswert des Elementions in einer bestimmten Verbindung entspricht.

Oxidationszustand - Dies ist eine konventionelle Ladung, die ein Atom durch die Umverteilung der Elektronendichte erhält. Quantitativ wird es durch die Anzahl der Elektronen charakterisiert, die von einem weniger elektronegativen Element zu einem elektronegativeren verlagert werden. Ein positiv geladenes Ion entsteht aus dem Element, das seine Elektronen abgegeben hat, und ein negativ geladenes Ion entsteht aus dem Element, das diese Elektronen aufgenommen hat.

Das Element befindet sich in höchste Oxidationsstufe (maximal positiv), hat bereits alle seine im AVZ befindlichen Valenzelektronen abgegeben. Und da ihre Anzahl durch die Nummer der Gruppe bestimmt wird, in der sich das Element befindet, dann höchste Oxidationsstufe für die meisten Elemente und wird gleich sein Gruppennummer . Hinsichtlich niedrigste Oxidationsstufe (maximal negativ), dann erscheint es bei der Bildung einer Acht-Elektronen-Hülle, also bei vollständiger Füllung des AVZ. Für Nichtmetalle es wird nach der Formel berechnet Gruppennummer – 8 . Für Metalle gleich null , da sie keine Elektronen aufnehmen können.

Beispielsweise hat die AVZ von Schwefel die Form: 3s 2 3p 4. Wenn ein Atom alle seine Elektronen (sechs) abgibt, erhält es die höchste Oxidationsstufe +6 , gleich der Gruppennummer VI , wenn es die beiden benötigt, die zur Vervollständigung der stabilen Schale erforderlich sind, erhält es die niedrigste Oxidationsstufe –2 , gleich Gruppennummer – 8 = 6 – 8= –2.

3.3.3 Metallbindung. Die meisten Metalle haben eine Reihe allgemeiner Eigenschaften, die sich von den Eigenschaften anderer Stoffe unterscheiden. Zu diesen Eigenschaften zählen relativ hohe Schmelztemperaturen, die Fähigkeit, Licht zu reflektieren sowie eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Diese Merkmale werden durch das Vorhandensein einer besonderen Art von Wechselwirkung bei Metallen erklärt – Metallverbindung.

Entsprechend ihrer Stellung im Periodensystem verfügen Metallatome über eine geringe Anzahl an Valenzelektronen, die eher schwach an ihren Kern gebunden sind und sich leicht von diesem lösen lassen. Infolgedessen erscheinen im Kristallgitter des Metalls positiv geladene Ionen, die an bestimmten Positionen des Kristallgitters lokalisiert sind, und eine große Anzahl delokalisierter (freier) Elektronen, die sich relativ frei im Feld der positiven Zentren bewegen und zwischen allen Metallen kommunizieren Atome aufgrund elektrostatischer Anziehung.

Dies ist ein wichtiger Unterschied zwischen metallischen Bindungen und kovalenten Bindungen, die eine strenge Orientierung im Raum haben. Bindungskräfte in Metallen sind nicht lokalisiert oder gerichtet, und freie Elektronen, die ein „Elektronengas“ bilden, verursachen eine hohe thermische und elektrische Leitfähigkeit. Daher kann in diesem Fall nicht über die Richtung der Bindungen gesprochen werden, da die Valenzelektronen nahezu gleichmäßig im Kristall verteilt sind. Dies erklärt beispielsweise die Plastizität von Metallen, also die Möglichkeit der Verschiebung von Ionen und Atomen in jede Richtung

3.3.4 Geber-Akzeptor-Bindung. Neben dem Mechanismus der kovalenten Bindungsbildung, nach dem durch die Wechselwirkung zweier Elektronen ein gemeinsames Elektronenpaar entsteht, gibt es noch eine Besonderheit Donor-Akzeptor-Mechanismus . Es liegt darin, dass durch den Übergang eines bereits vorhandenen (einsamen) Elektronenpaares eine kovalente Bindung entsteht Spender (Elektronenlieferant) zur gemeinsamen Nutzung des Spenders und Akzeptor (Lieferant des freien Atomorbitals).

Sobald es gebildet ist, unterscheidet es sich nicht von kovalent. Der Donor-Akzeptor-Mechanismus wird durch das Schema der Bildung des Ammoniumions (Abbildung 9) gut veranschaulicht (Sternchen geben die Elektronen der äußeren Ebene des Stickstoffatoms an):

Abbildung 9 – Schema der Bildung von Ammoniumionen

Die elektronische Formel der ABZ des Stickstoffatoms lautet 2s 2 2p 3, das heißt, es hat drei ungepaarte Elektronen, die eine kovalente Bindung mit drei Wasserstoffatomen (1s 1) eingehen, von denen jedes ein Valenzelektron hat. Dabei entsteht ein Ammoniakmolekül NH 3, in dem das freie Elektronenpaar des Stickstoffs erhalten bleibt. Nähert sich diesem Molekül ein Wasserstoffproton (1s 0), das keine Elektronen besitzt, überträgt Stickstoff sein Elektronenpaar (Donor) auf dieses Wasserstoffatomorbital (Akzeptor), wodurch ein Ammoniumion entsteht. Darin ist jedes Wasserstoffatom durch ein gemeinsames Elektronenpaar mit einem Stickstoffatom verbunden, von denen eines über einen Donor-Akzeptor-Mechanismus umgesetzt wird. Es ist wichtig zu beachten, dass H-N-Bindungen, die durch unterschiedliche Mechanismen gebildet werden, keine Unterschiede in den Eigenschaften aufweisen. Dieses Phänomen ist darauf zurückzuführen, dass im Moment der Bindungsbildung die Orbitale der 2s- und 2p-Elektronen des Stickstoffatoms ihre Form ändern. Als Ergebnis erscheinen vier Orbitale mit genau derselben Form.

Donatoren sind normalerweise Atome mit einer großen Anzahl von Elektronen, aber einer geringen Anzahl ungepaarter Elektronen. Für Elemente der Periode II besteht eine solche Möglichkeit neben dem Stickstoffatom auch für Sauerstoff (zwei freie Elektronenpaare) und Fluor (drei freie Elektronenpaare). Beispielsweise liegt das Wasserstoffion H + in wässrigen Lösungen nie in einem freien Zustand vor, da das Hydroniumion H 3 O + immer aus Wassermolekülen H 2 O und dem H + -Ion gebildet wird. Das Hydroniumion ist in allen wässrigen Lösungen vorhanden , obwohl zur Vereinfachung des Schreibens das Symbol H+ beibehalten wird.

3.3.5 Wasserstoffbindung. Ein Wasserstoffatom, das mit einem stark elektronegativen Element (Stickstoff, Sauerstoff, Fluor usw.) verbunden ist und ein gemeinsames Elektronenpaar „auf sich zieht“, erfährt einen Elektronenmangel und erhält eine effektive positive Ladung. Daher ist es in der Lage, mit dem freien Elektronenpaar eines anderen elektronegativen Atoms (das eine effektive negative Ladung erhält) desselben (intramolekulare Bindung) oder eines anderen Moleküls (intermolekulare Bindung) zu interagieren. Infolgedessen gibt es Wasserstoffverbindung , was grafisch durch Punkte angezeigt wird:

Diese Bindung ist viel schwächer als andere chemische Bindungen (die Energie ihrer Bildung beträgt 10). – 40 kJ/mol) und hat überwiegend teils elektrostatischen, teils Donor-Akzeptor-Charakter.

Die Wasserstoffbindung spielt eine äußerst wichtige Rolle in biologischen Makromolekülen, beispielsweise anorganischen Verbindungen wie H 2 O, H 2 F 2, NH 3. Beispielsweise sind O-H-Bindungen in H2O von Natur aus deutlich polar, mit einem Überschuss an negativer Ladung – am Sauerstoffatom. Das Wasserstoffatom hingegen erhält eine kleine positive Ladung  + und kann mit den freien Elektronenpaaren des Sauerstoffatoms eines benachbarten Wassermoleküls interagieren.

Die Wechselwirkung zwischen Wassermolekülen erweist sich als recht stark, sodass auch im Wasserdampf Dimere und Trimere der Zusammensetzung (H 2 O) 2, (H 2 O) 3 usw. vorliegen. In Lösungen entstehen lange Assoziationsketten von Dieser Typ kann auftreten:

weil das Sauerstoffatom zwei freie Elektronenpaare hat.

Das Vorhandensein von Wasserstoffbrücken erklärt die hohen Siedetemperaturen von Wasser, Alkoholen und Carbonsäuren. Aufgrund von Wasserstoffbrückenbindungen zeichnet sich Wasser im Vergleich zu H 2 E (E = S, Se, Te) durch so hohe Schmelz- und Siedetemperaturen aus. Gäbe es keine Wasserstoffbrückenbindungen, würde Wasser bei –100 °C schmelzen und bei –80 °C sieden. Typische Assoziationsfälle werden bei Alkoholen und organischen Säuren beobachtet.

Wasserstoffbrückenbindungen können sowohl zwischen verschiedenen Molekülen als auch innerhalb eines Moleküls auftreten, wenn dieses Molekül Gruppen mit Donor- und Akzeptorfähigkeiten enthält. Beispielsweise spielen intramolekulare Wasserstoffbrückenbindungen die Hauptrolle bei der Bildung von Peptidketten, die die Struktur von Proteinen bestimmen. H-Bindungen beeinflussen die physikalischen und chemischen Eigenschaften einer Substanz.

Atome anderer Elemente bilden keine Wasserstoffbrückenbindungen , da die Kräfte der elektrostatischen Anziehung zwischen gegenüberliegenden Enden von Dipolen polarer Bindungen (O-H, N-H usw.) eher schwach sind und nur auf kurze Entfernungen wirken. Wasserstoff, der den kleinsten Atomradius hat, ermöglicht es solchen Dipolen, sich so nahe zu kommen, dass die Anziehungskräfte spürbar werden. Kein anderes Element mit einem großen Atomradius ist in der Lage, solche Bindungen einzugehen.

3.3.6 Intermolekulare Wechselwirkungskräfte (Van-der-Waals-Kräfte). Im Jahr 1873 schlug der niederländische Wissenschaftler I. van der Waals vor, dass es Kräfte gibt, die eine Anziehung zwischen Molekülen bewirken. Diese Kräfte wurden später Van-der-Waals-Kräfte genannt – die universellste Art intermolekularer Bindung. Die Energie der Van-der-Waals-Bindung ist geringer als die der Wasserstoffbindung und beträgt 2–20 kJ/∙mol.

Abhängig von der Art des Auftretens werden Kräfte unterteilt in:

1) Orientierung (Dipol-Dipol oder Ionen-Dipol) – treten zwischen polaren Molekülen oder zwischen Ionen und polaren Molekülen auf. Wenn sich polare Moleküle einander nähern, orientieren sie sich so, dass die positive Seite eines Dipols zur negativen Seite des anderen Dipols ausgerichtet ist (Abbildung 10).

2) Induktion (Dipol – induzierter Dipol oder ioneninduzierter Dipol) – entsteht zwischen polaren Molekülen oder Ionen und unpolaren Molekülen, die jedoch polarisationsfähig sind. Dipole können unpolare Moleküle beeinflussen und sie in angedeutete (induzierte) Dipole umwandeln. (Abbildung 11).

3) dispersiv (induzierter Dipol – induzierter Dipol) – entstehen zwischen unpolaren, polarisationsfähigen Molekülen. Schwankungen der elektrischen Dichte treten in jedem Edelgasmolekül oder -atom auf und führen zu sofortigen Dipolen, die wiederum sofortige Dipole in benachbarten Molekülen induzieren. Die Bewegung momentaner Dipole wird konsistent, ihr Erscheinen und Verfall erfolgt synchron. Durch die Wechselwirkung momentaner Dipole nimmt die Energie des Systems ab (Abbildung 12).

NH3 ist eine der bekanntesten und nützlichsten Chemikalien. Es hat breite Anwendung in der Agrarindustrie und darüber hinaus gefunden. Es zeichnet sich durch einzigartige chemische Eigenschaften aus und wird daher in verschiedenen Branchen eingesetzt.

Was ist NH3?

NH 3 ist selbst dem unwissendsten Chemie-Fachmann bekannt. Es ist Ammoniak. Ammoniak (NH 3) wird auch Wasserstoffnitrid genannt und ist unter normalen Bedingungen ein farbloses Gas mit einem ausgeprägten, für diesen Stoff charakteristischen Geruch. Es ist auch erwähnenswert, dass NH 3 -Gas (Ammoniak genannt) fast doppelt so leicht wie Luft ist!

Neben Gas kann es eine Flüssigkeit mit einer Temperatur von etwa 70 °C sein oder in Form einer Lösung (Ammoniaklösung) vorliegen. Eine Besonderheit von flüssigem NH 3 ist die Fähigkeit, die Metalle der Hauptuntergruppen I und II der Gruppen der Elementtabelle von D. I. Mendelejew (also Alkali- und Erdalkalimetalle) sowie Magnesium, Aluminium, Europium in sich aufzulösen und Ytterbium. Im Gegensatz zu Wasser interagiert flüssiges Ammoniak nicht mit den oben genannten Elementen, sondern fungiert genau als Lösungsmittel. Diese Eigenschaft ermöglicht die Isolierung von Metallen in ihrer ursprünglichen Form durch Verdampfen des Lösungsmittels (NH 3). In der Abbildung unten können Sie sehen, wie in flüssigem Ammoniak gelöstes Natrium aussieht.

Wie sieht Ammoniak hinsichtlich der chemischen Bindungen aus?

Das Diagramm von Ammoniak (NH 3) und seiner räumlichen Struktur wird am deutlichsten durch eine dreieckige Pyramide dargestellt. Die Spitze der Ammoniak-„Pyramide“ ist das Stickstoffatom (blau hervorgehoben), wie im Bild unten zu sehen ist.

Die Atome in einer Substanz namens Ammoniak (NH 3) werden wie in einem Wassermolekül durch Wasserstoffbrückenbindungen zusammengehalten. Es ist jedoch sehr wichtig, sich daran zu erinnern, dass die Bindungen im Ammoniakmolekül schwächer sind als im Wassermolekül. Dies erklärt, warum die Schmelz- und Siedepunkte von NH 3 im Vergleich zu H 2 O niedriger sind.

Chemische Eigenschaften

Die gebräuchlichsten zwei Methoden zur Herstellung von NH 3 sind die beiden Substanzen Ammoniak. Die Industrie nutzt das sogenannte Haber-Verfahren, dessen Kern darin besteht, Luftstickstoff und Wasserstoff (aus Methan gewonnen) zu binden, indem ein Gemisch dieser Gase unter hohem Druck über einen beheizten Katalysator geleitet wird.

In Laboratorien basiert die Ammoniaksynthese meist auf der Wechselwirkung von konzentriertem Ammoniumchlorid mit festem Natriumhydroxid.

Fahren wir mit einer direkten Untersuchung der chemischen Eigenschaften von NH 3 fort.

1) NH 3 fungiert als schwache Base. Deshalb beschreibt die folgende Gleichung die Wechselwirkung mit Wasser:

NH 3 + H 2 O = NH4 + + OH -

2) Auf den Grundeigenschaften von NH 3 basiert auch seine Fähigkeit, mit Säuren zu reagieren und die entsprechenden Ammoniumsalze zu bilden:

NH3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 (Ammoniumnitrat)

3) Früher wurde gesagt, dass sich eine bestimmte Gruppe von Metallen in flüssigem Ammoniak löst. Einige Metalle sind jedoch auch in der Lage, sich nicht nur aufzulösen, sondern mit NH 3 Verbindungen, sogenannte Amide, zu bilden:

Na (tv) + NH3 (g) = NaNH 2 + H 2

Na (fest) + NH3 (l) = NaNH 2 + H 2 (die Reaktion wird in Gegenwart von Eisen als Katalysator durchgeführt)

4) Wenn NH 3 mit den Metallen Fe 3+, Cr 3+, Al 3+, Sn 4+, Sn 2+ interagiert, entstehen die entsprechenden Metallhydroxide und Ammoniumkationen:

Fe 3+ + NH 3 + H 2 O = Fe(OH) 3 + NH 4 +

5) Das Ergebnis der Wechselwirkung von NH 3 mit den Metallen Cu 2+, Ni 2+, Co 2+, Pd 2+, Pt 2+, Pt 4+ sind am häufigsten die entsprechenden Metallkomplexe:

Cu 2+ + NH 3 + H 2 O = Cu(OH) 2 + NH 4 +

Cu(OH) 2 + NH 3 = 2 + + OH -

Entstehung und weiterer Weg von NH3 im menschlichen Körper

Es ist allgemein bekannt, dass Aminosäuren ein wesentlicher Bestandteil biochemischer Prozesse im menschlichen Körper sind. Sie sind die Hauptquelle für NH 3, eine Substanz namens Ammoniak, die (am häufigsten) das Ergebnis ihrer oxidativen Desaminierung ist. Leider ist Ammoniak für den menschlichen Körper giftig; es bildet leicht das oben erwähnte Ammoniumkation (NH 4 +), das sich in den Zellen anreichert. Anschließend verlangsamen sich die wichtigsten biochemischen Kreisläufe und infolgedessen sinkt der produzierte ATP-Spiegel.

Es ist nicht schwer zu erraten, dass der Körper Mechanismen benötigt, um das freigesetzte NH 3 zu binden und zu neutralisieren. Das folgende Diagramm zeigt die Quellen und einige der Produkte von Ammoniak im menschlichen Körper.

Kurz gesagt: Ammoniak wird durch die Bildung seiner Transportformen im Gewebe (z. B. Glutamin und Alanin), durch die Ausscheidung im Urin und durch die Biosynthese von Harnstoff neutralisiert, was der wichtigste natürliche Weg zur Neutralisierung von NH 3 im Menschen ist Körper.

Anwendung von NH3 – einer Substanz namens Ammoniak

Flüssiges Ammoniak ist heutzutage der konzentrierteste und günstigste Stickstoffdünger, der in der Landwirtschaft zur Ammonisierung von Grobböden und Torf eingesetzt wird. Wenn dem Boden flüssiges Ammoniak zugesetzt wird, erhöht sich die Anzahl der Mikroorganismen, es gibt jedoch keine negativen Folgen, wie beispielsweise durch feste Düngemittel. Die folgende Abbildung zeigt eine der möglichen Anlagen zur Verflüssigung von Ammoniakgas mit flüssigem Stickstoff.

Da flüssiges Ammoniak verdampft, nimmt es viel Wärme aus der Umgebung auf und sorgt für Abkühlung. Diese Eigenschaft wird in Kühlaggregaten zur Herstellung von Kunsteis bei der Lagerung verderblicher Lebensmittel genutzt. Darüber hinaus wird es zum Einfrieren des Bodens beim Bau unterirdischer Bauwerke verwendet. Wässrige Ammoniaklösungen werden in der chemischen Industrie (es handelt sich um ein industrielles nichtwässriges Lösungsmittel), in der Laborpraxis (z. B. als Lösungsmittel bei der elektrochemischen Herstellung chemischer Produkte), in der Medizin und im Haushalt verwendet.