Аммиак плюс кислород уравнение реакции (2 видео)

Содержание

Реакция взаимодействия аммиака и кислорода
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
Аммиак: получение и свойства
Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
Способы получения аммиака
Химические свойства аммиака
Окисление аммиака и его свойства
Как получить аммиак
Реакция окисления аммиака
Сжигание аммиака и его каталитическое окисление кислородом
Химические свойства
Заключение
🎬 Видео

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Реакция взаимодействия аммиака и кислорода

Видео:Химия 9 класс (Урок№14 - Азот: свойства и применение. Аммиак. Физические и химические свойства.)Скачать

4NH₃ + 5O₂ 4NO + 6H₂O

Реакция взаимодействия аммиака и кислорода с образованием оксида азота(II) и воды. Реакцию проводят при повышенной температуре (800°C) и наличии катализатора, селективно ускоряющий реакцию. Скорость окисления аммиака до оксида азота(II) повышают платина и ее сплавы с металлами-платиноидами, оксиды железа, марганца, кобальта, (хрома [15] ) и др.

Реакция используется в статьях:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O, ΔH 0 ₂₉₈ = -907,3 кДж/моль.

Видео:Аммиак: как образуется и с чем реагирует? #аммиак #химия #видеоурок #егэхимияСкачать

Аммиак: получение и свойства

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.

Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Видео:Уравнивание реакций горения углеводородовСкачать

Окисление аммиака и его свойства

Одним из важнейших соединений азота является аммиак. По физическим свойствам это — бесцветный газ с резким, удушающим запахом (это запах водного раствора гидроксида аммония NH₃·H₂O). Газ хорошо растворяется в воде. В водном растворе аммоний является слабым основанием. Является одним из важнейших продуктов химической промышленности.

NH₃ — хороший редуктор, как в молекуле аммония, азот имеет самую низкую степень окисления -3. Многие характеристики аммиака определяются парой одиночных электронов в атоме азота – реакции присоединения с аммиаком происходят из-за его присутствия (эта пара одиночек расположена на свободной орбите Протона H⁺).

Видео:Горение аммиака в кислородеСкачать

Как получить аммиак

Вам будет интересно: Дуршлаг – это многофункциональная кухонная утварь

Существуют два основных практических метода получения аммиака: один в лаборатории, другой — в промышленности.

Рассмотрим получение аммиака в промышленности. Взаимодействие молекулярного азота и водорода: N₂ + 2H₂ = 2NH₃ (обратимая реакция). Этот метод получения аммиака называется реакцией Хабера. Для молекулярного азота и водорода, которые должны прореагировать, их необходимо нагреть к 500 ᵒC или 932 ᵒF, давлению MPA 25-30 необходимо создаться. Пористый утюг должен присутствовать как катализатор.

Получение в лаборатории – это реакция между хлоридом аммония и гидроксидом кальция: СА(OH)₂ + 2NH₄Cl = CaCl₂ + 2NH₄OH (как NH₄OH — очень слабое соединение, оно сразу же распадается на газообразный аммиак и воду: NH₄OH = NH₃ + H₂O).

Видео:Аммиак. 9 класс.Скачать

Реакция окисления аммиака

Они протекают с изменением состояния окисления азота. Так как аммиак — хороший редуктор, его можно использовать для уменьшения тяжелых металлов от их окисей.

Уменьшение металлов: 2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O (когда меди (II) оксид нагревают в присутствии аммиака, металлическая медь красного цвета уменьшается).

Окисление аммиака в присутствии сильных окислителей (например, галогенов) происходит по уравнению: 2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl (для проведения этой окислительно-восстановительной реакции требуется нагрев). При воздействии перманганата калия на аммиак в щелочной среде наблюдается образование молекулярного азота, марганцовокислого калия и воды: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH = 6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.

При интенсивном нагревании (до 1200 ° C или 2192 ᵒF) аммиак может распадаться на простые вещества: 2NH₃ = N₂ + 3H₂. На 1000 oC или 1832 аммиак реагирует с метаном CH4:2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂ = 2HCN + 6H₂O (синильной кислоты и воды). Путем оксидации аммиака с гипохлоритом натрия гидразин Н₂Х₄ можно получить: 2NH + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Сжигание аммиака и его каталитическое окисление кислородом

Окисление аммиака кислородом имеет определенные особенности. Существует два различных типа окисления: каталитический (с катализатором), быстрый (горение).

При горении происходит окислительно-восстановительная реакция, продуктами которой являются молекулярный азот и вода: 4NH3 + 2O2 = 2N2 + 6H2O (пламя желто-зеленое, горение начинается при 651 или 103,8 градусов по Фаренгейту, так как это температура самовоспламенения аммиака). Каталитическое окисление кислорода также происходит при нагревании (около 800 ᵒC или 1472 ᵒF), но один из продуктов реакции отличается: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (в присутствии платины или оксидов железа, марганца, хрома или кобальта в качестве катализатора продуктами окисления являются оксид азота (II) и вода).

Рассмотрим однородное окисление аммиака кислородом. Бесконтрольная однотипная оксидация участка газа аммиака — относительно медленная реакция. О ней не сообщается подробно, но нижний предел воспламеняемости аммиачно-воздушных смесей при 25 оС составляет около 15 % в интервале давлений 1-10 бар и уменьшается по мере повышения начальной температуры газовой смеси.

— это молевая доля NH3 в смеси воздух-аммиак с температурой tmixed (OC), то из данных CNH = 0.15-0 следует, что предел воспламеняемости низкий. Поэтому разумно работать с достаточным запасом прочности ниже нижнего предела воспламеняемости, как правило, данные о смешивании аммиака с воздухом часто далеки от совершенства.

Видео:Аммиак и соли аммония. 11 класс.Скачать

Химические свойства

Рассмотрим контактное окисление аммиака до оксида азота. Типичные химические реакции с аммиаком без изменения степени окисления азота:

Реакция с водой: NH₃ + H₂O = NH₄OH = NH₄⁺ + он⁻ (реакция обратима, так как гидроксид аммония NH₄OH — это нестойкое соединение).
Реакция с кислотами с образованием нормальных и кислых солей: NH₃ + HCl = NH₄Cl (нормальный хлорид аммония соли сформирован);NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (в реакции аммиака с холодной концентрированной серной кислотой образуется кислотная соль гидросульфат аммония); 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄.
Реакции с солями тяжелых металлов с образованием комплексов: 2NH₃ + AgCl = [Ag(NH₃)₂]Cl (сложные соединения серебра (I) хлоридные формы диамина).
Реакция с haloalkanes: NH3 + CH3Cl = [CH3NH3]Cl (формы гидрохлорида метиламмония – это замещенный ион аммония NH4=).
Реакция со щелочными металлами: 2NH₃ + 2K = 2KNH₂ + H₂ (образуется амид калия KNH₂; азот не изменяет состояние окисления, хотя реакция окислительно-восстановительная). Реакции присоединения происходят в большинстве случаев без изменения состояния окисления (все вышеперечисленные, кроме последней, классифицируются данным типом).

Видео:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Заключение

Аммиак — популярное вещество, которое активно используется в промышленности. На сегодняшний день она занимает особое место в нашей жизни, так как большинство продуктов ее деятельности мы используем каждый день. Эта статья будет полезна для прочтения многим, кто захочет узнать о том, что нас окружает.