Nh3 какие свойства проявляет
Аммиак – NH3
Аммиак
(в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим
названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на
перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO,
содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается
особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По
другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского
слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
1. Строение молекулы
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с
атомом азота в вершине. Три неспаренных
p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных
связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара
внешних электронов является неподелённой, она может образовать
донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H
2. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях
— бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти
вдвое легче воздуха, ядовит. По
физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и
нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать
токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают
слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и
воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение,
боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы
кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно
велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме
воды.
3. Получение аммиака
В лаборатории | В |
Для получения аммиака в лаборатории NH4Cl (NH4)2SO4 Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, При получении аммиака держите пробирку — приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: | Промышленный способ получения аммиака N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) Условия: катализатор температура давление Это так называемый процесс Габера (немецкий |
4. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
- с
изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) - без
изменения степени окисления атома азота (присоединение)
Реакции N-3 → N0 → N+2 NH3 – сильный |
с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O Видео — Эксперимент » Окисление аммиака в |
с оксидами металлов 2 NH3 |
с сильными окислителями 2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl |
аммиак – непрочное соединение, при 2NH3↔ N2 + 3H2 |
5. Применение аммиака
По объемам производства
аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100
миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде
водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.
Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду
применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из
цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого
хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется
также для получения синтетических
волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка,
шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для
нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак
помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода.
Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В
сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения
поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики
используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт)
в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека
из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр №1 «Горение аммиака»
Тренажёр №2 «Химические свойства аммиака»
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
Анонимный вопрос · 15 марта 2019
12,2 K
Имею естественно научное образование, в юношестве прикипел к литературе, сейчас…
Физические свойства NH3:
- Бесцветный газ
- Резких спиртовой запах
- Растворим в воде
- Легче воздуха
- Плотность концентрированного раствора аммиака 0,91 г/см3
Химические свойства NH3:
- Активен
- Вступает в реакции взаимодействия с разными веществами
- Проявляет восстановительные свойства
- Степень окисления азота в аммиаке «-3»
- В присутствии катализатора окисляется до азота 3
- При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом получает азот
- Не имеет кислотных свойств
- Имеет неподеленную пару электронов
- При взаимодействии с кислотами образует соли аммония
А учебник Химия 9 класс уже не катит? У аммиака оснОвные свойства… Уравнения характерных реакций запоминают и… Читать дальше
Нитрид водорода с формулой NH3 называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака. Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В… Читать далее
Чем по агрегатному состоянию является огонь?
Специалист в области атомных электрических станций, инженер-контролер на ХАЭС
Огонь — процесс окисления, сопровождающийся излучением в видимом диапазоне. В узком смысле (как говорит википедия) — совокупность раскалённых газов и плазмы, выделяющихся в результате нагревания некоторого материала до определенной температуры при наличии окислителя, или же химической реакции (взрыва, например), или электрическая дуга (электрический разряд в газе).
Если с газами ещё более менее понятно (горит газ, окисляется газом + необходимая температура), то плазма — это частично или полностью ионизированный газ, образованный из нейтральных атомов (или молекул) и заряженных частиц (ионов и электронов). А ионизированный значит, что от некоторой части атомов отделён по крайней мере один электрон.
Так же плазма это: молния, ионосфера, северное сияние — природные источники, а ещё же искусственных сколько…
Т.е. агрегатных состояний два.
Где применяют азот?
Имею естественно научное образование, в юношестве прикипел к литературе, сейчас…
Азот применяют при:
- производстве минеральных удобрений
- в ситнезе аммиака
- в медицине
- для охлаждения объектов и вымораживания
- при помощи азота создается инертная атмосфера в лампах
Прочитать ещё 1 ответ
Как определять взаимодействуют ли кислоты?
Смотря с чем , например реакции типа кислота+кислота очень редки и в большинстве своем не идут . Далее идут реакции типа кислота+соль тут все наоборот такие реакции — не редкость , как и последующие типы реакций, например H2SO4(конц)+2NaCl(тв)=Na2S04+2HCL↑ или H2SO4+Na2CO3=Na2SO4+CO2+H20 в обоих случаях мы определяем то , что реакции идут , так как у нас имеется признак реакции-выделение газа . Далее кислота+нерастворимое основание. H2SO4+Cu(OH)2=CuSO4+2H2O признака реакции в этом случае 2- это растворение осадка и изменение цвета раствора на голубой . Следующий тип реакции: кислота + щелочь(растворимое основание) . H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O признака реакции тут нет , но учтем , что реакция шла без избытка щелочи или кислоты и после окончания реакции у нас не остается реагирующих веществ в растворе(щелочи и кислоты),то если мы прильем в данный раствор раствор хлорида бария , то мы увидим выпадение творожистого осадка .Так как кроме сульфата натрия(в том случае , если нет избытка кислоты) в этом растворе реагировать с хлоридом нечему , поэтому мы делаем вывод , что реагировать с хлоридом бария нечему , кроме как сульфату натрия , поэтому можно сказать то , что щелочь + кислота это реакция осуществимая . к этому выводу можно прийти и по-другому. Нальем лакмус в серную кислоту(раствор красный) и гидроксид натрия(раствор синий) сливаем эти растворы , раствор обесцвечивается. Рассмотрим реакцию кислоты и основного оксида . H2SO4+Na2o=Na2SO4+H2O . Ну тут все просто , желтый оксид натрия растворяется в бесцветном растворе кислоты , лакмус меняет свой цвет с красного на бесцветный .Идем дальше кислота+металл. Тоже все довольно-таки просто тут выделение газа в зависимости от металла , кислоты , концентрации кислоты но всегда признаком реакции будет являться выделение газа . Вот несколько примеров
Fe+H2SO4=FeSO4+H2↑
Cu+H2SO4(конц)=СuSO4+SO2↑ +H2O
Cu+HNO3=Cu(NO3)2+NO2↑ +H2O
Сколько неметаллов в периодической системе менделеева?
Водород, гелий, бор, углерод, азот, кислород, фтор, неон, кремний, фосфор, сера, хлор, аргон, германий, мышьяк, селен, бром, криптон, йод, ксенон, астат, радон — всего 22 элемента.
Нитрид водорода с формулой NH3 называется аммиаком. Это лёгкий (легче воздуха) газ с резким запахом. Строение молекулы определяет физические и химические свойства аммиака.
Строение
Молекула аммиака состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода. Связи между атомами водорода и азота ковалентные. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды.
На 2р-орбитали азота находится три свободных электрона. С ними вступают в гибридизацию три атома водорода, образуя тип гибридизации sp3.
Рис. 1. Строение молекулы аммиака.
Если один атом водорода заменить углеводородным радикалом (CnHm), получится новое органическое вещество – амин. Замещаться может не только один атом водорода, но и все три. В зависимости от количества замещённых атомов различают три вида аминов:
- первичные (метиламин – CH3NH2);
- вторичные (диметиламин – СН3-NH-СН3);
- третичные (триметиламин – СН3-N-(СН3)2).
К молекуле аммиака могут присоединиться С2Н4, С6Н4, (С2Н4)2 и другие вещества, содержащие несколько атомов углерода и водорода.
Рис. 2. Образование аминов.
У аммиака и аминов остаётся свободной пара электронов азота, поэтому свойства двух веществ схожи.
Физические
Основные физические свойства аммиака:
- бесцветный газ;
- резкий запах;
- хорошая растворимость в воде (на один объём воды 700 объёмов аммиака при 20°С, при 0°С – 1200);
- легче воздуха.
Аммиак сжижается при температуре -33°С и становится твёрдым при -78°С. Концентрированный раствор содержит 25 % аммиака и имеет плотность 0,91 г/см3. Жидкий аммиак растворяет неорганические и органические вещества, но не проводит электрический ток.
В природе аммиак выделяется при гниении и разложении органических веществ, содержащих азот (белки, мочевина).
Химические
Степень окисления азота в составе аммиака – -3, водорода – +1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.
Основные химические свойства описаны в таблице.
Взаимодействие | Продукты реакции | Уравнение |
С кислородом | Горит с образованием азота или взаимодействует с кислородом в присутствии катализатора (платины), образуя оксид азота | – 4NH3 +3O2 → 2N2 + 6H2O; – 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O |
С галогенами | Азот, кислота | 2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr |
С водой | Гидроксид аммония или нашатырный спирт | NH3 + H2O → NH4OH |
С кислотами | Соли аммония | – NH3 + HCl → NH4Cl; – 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 |
С солями | Замещает металл, образуя новую соль | 2NH3 + CuSO4 → (NH4)2SO4 + Cu |
С оксидами металлов | Восстанавливает металл, образуется азот | 2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O |
Рис. 3. Горение аммиака.
Что мы узнали?
Выяснили, какими свойствами обладает аммиак. Аммиак – бесцветный лёгкий газ с резким запахом. Сжижается при низкой температуре. Раствор аммиака – хороший растворитель. Способен отдавать атомы водорода, присоединяя углеводородный радикал и образуя амины. Аммиак за счёт оставшейся электронной пары азота реагирует с простыми и сложными веществами – галогенами, кислородом, водой, кислотами, солями, оксидами.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.3. Всего получено оценок: 284.
Урок посвящен изучению темы «Аммиак». Вы узнаете о свойствах соединений азота, в которых он проявляет степень окисления -3, в какие химические реакции и при каких условиях вступает аммиак.
Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода.
Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH4Cl, который при нагревании испаряет аммиак.
I. Строение молекулы аммиака
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H.
II. Физические свойства аммиака
При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.
III. Получение аммиака
В лаборатории | В промышленности |
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4+ 2H2O Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH4OH ↔ NH3↑ + H2O При получении аммиака держите пробирку — приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: | Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж Условия:
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода) |
IV. Химические свойства аммиака
Для аммиака характерны реакции:
- C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
- Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)
1. Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
N-3 → N0 → N+2
NH3 – сильный восстановитель
- Взаимодействие с кислородом
1.Горение
Опыт: “Горение аммиака”(при нагревании)
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20
2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Видео — эксперимент: «Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»
- Взаимодействие с оксидами металлов
2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H2O
- Взаимодействие с сильными окислителями
2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (при нагревании)
- Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
2NH3↔ N2 + 3H2
2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение —Образование иона аммония NH4+ по донорно-акцепторному механизму)
Видео — эксперимент: «Растворение аммиака в воде»
V. Применение аммиака
По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.
Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.
Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.
VI. Соли аммония
1. Составление формул солей аммония
Соли аммония — это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4+, соединённые с кислотными остатками.
Например,
NH4Cl – хлорид аммония
(NH4)2SO4 — сульфат аммония
NH4NO3 – нитрат аммония
(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония
(NH4)2HPO4 – гидроортофосфат аммония
NH4H2PO4 – дигидроортофосфат аммония
2. Физические свойства
Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
3. Получение
1 способ: Аммиак + кислота: NH3 + HNO3 → NH4NO3
2 способ: Аммиачная вода + кислота: 2NH4OH + H2SO4 → (NH4)2SO4+ 2Н2O
4. Химические свойства
Общие свойства
1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью)
NH4Cl → NH4+ + Cl-
2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)
(NH4)2CO3 + 2НCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2
2NH4+ + CO32- + 2H+ + 2Cl- → 2NH4+ + 2Cl- + Н2O + CO2
CO32- + 2H+ → Н2O + CO2
Взаимодействие с солями (реакция обмена)
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4↓ + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42- + Ba2+ + 2NO3- → BaSO4↓ + 2NH4+ + 2NO3-
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Спецефические свойства
1. Разложение при нагревании
a) если кислота летучая: NH4Cl → NH3 + HCl (при нагревании)
NH4HCO3 → NH3 + Н2O + CO2
б) если анион проявляет окислительные свойства: NH4NO3 → N2O + 2Н2O (при нагревании)
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4Н2O (при нагревании)
2. Качественная реакция на NH4+ — ион аммония
При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + Н2O (при нагревании)
3. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:
NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O → NH4OH + H+
5. Применение
- Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;
- Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;
- Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;
- Хлорид аммония NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.
VII. Закрепление
Задание №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:
Соли | Химические свойства, общие с другими солями (1 – 3) | Специфические свойства (1 – 2) |
1. Хлорид аммония | ||
2. Карбонат аммония | ||
3. Сульфид аммония | ||
4. Сульфат аммония | ||
5. Нитрат аммония |
Задание №2.
Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций.
Задание №3. Осуществить превращения по схеме:
а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)
б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот
в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония
Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.
Задание №4. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.
VIII. Тренажеры
Тренажёр №1: «Горение аммиака»
Тренажёр №2:«Химические свойства аммиака»
ЦОРы
Опыт: “Получение аммиака”
Опыт: “Горение аммиака”
Видео — Эксперимент: «Окисление аммиака в присутствии оксида хрома»
Анимация: “Донорно-акцепторнорный механизм”
Видео — Эксперимент: “Качественная реакция на аммиак”
Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)”
Видео — Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами”
Видео — Эксперимент: «Фонтан»
Видео — Эксперимент: «Растворение аммиака в воде»
Опыт: “Разложение карбоната аммония”
Опыт: “Качественная реакция на ион аммония”
Опыт:“Разложение дихромата аммония”