Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов напишите уравнение реакции (2 видео)

Аммиак: получение и свойства

Содержание

Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
Способы получения аммиака
Химические свойства аммиака
Please wait.
We are checking your browser. gomolog.ru
Why do I have to complete a CAPTCHA?
What can I do to prevent this in the future?
Азот. Аммиак. Соли аммония
Физические свойства
Химические свойства
Применение
Аммиак
Химические свойства
Соли аммония
Скачать:
🎦 Видео

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

Please wait.

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

We are checking your browser. gomolog.ru

Видео:Аммиак. 9 класс.Скачать

Why do I have to complete a CAPTCHA?

Completing the CAPTCHA proves you are a human and gives you temporary access to the web property.

Видео:Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

What can I do to prevent this in the future?

If you are on a personal connection, like at home, you can run an anti-virus scan on your device to make sure it is not infected with malware.

If you are at an office or shared network, you can ask the network administrator to run a scan across the network looking for misconfigured or infected devices.

Another way to prevent getting this page in the future is to use Privacy Pass. You may need to download version 2.0 now from the Chrome Web Store.

Cloudflare Ray ID: 700694bf8c6a1fe6 • Your IP : 178.45.155.83 • Performance & security by Cloudflare

Видео:Аммиак за 13 минут | ХИМИЯ ЕГЭ | СОТКАСкачать

Азот. Аммиак. Соли аммония

Селитра – природные нитраты натрия и калия – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах европейских алхимиков (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали азотную кислоту, которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка»).

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной серной кислотой):

Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры

Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K₂CO₃ образуется чистая калийная селитра. Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налёта на стенах конюшен или из селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.

При прокаливании смеси селитры NaNO₃,железного купороса FeSO₄∙7H₂O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO₄)₂∙12H₂O и нашатыря NH₄Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — золото. Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода» или «царская водка». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов соляной и одного объёма азотной кислот. В царской водке без труда растворяется даже платина.

Азот независимо друг от друга открыли в конце XVIII в. несколько учёных. Английский исследователь Генри Кавендиш получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор щелочи для поглощения образовавшегося углекислого газа СО₂.

Генри Кавендиш

Соотечественник Кавендиша Джозеф Пристли описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, — «флогистированного воздуха», — наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде.

Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд, также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, 1772 г., опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.

В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосферного воздуха определил А.Л.Лавуазье, по предложению которого новый элемент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое» («жизнь») и приставки «а»- («не-») и означает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское низвание азота – Nitrogenium – переводится как «образующий селитру».

Редко встречаются минералы, которые содержат азот, например чилийская селитра NaNO₃, залежи которой тянутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше 3600 км. В конце XIX в. добыча ее составляла примерно 0,5 тонн в год. Не случайно у предпринимателей и ученых возникали опасения в том, что скоро ее запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разработке технологий по связыванию азота воздуха.

В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре – 196 0 С азот испаряется.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH₄NO₂ при нагревании:

Физические свойства

Азот – газ без цвета, вкуса и запаха (t_пл = -210 0 С, t_кип = -196 0 С), мало растворимый в воде. Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N₂, в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом вступает в химические реакции, не поддерживает горение и дыхание.

Характерные степени окисления:

— 3 0 +1 +2 +3 +4 +5

Химические свойства

В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.

Азот взаимодействует как окислитель:

Азот взаимодействует как восстановитель:

Применение

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, азотной кислоты и азотных удобрений.

Аммиак

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В одном литре воды при температуре 20 0 С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH₃ способен присоединять ион водорода Н + . Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, аммиак обладает основными свойствами:

взаимодействие аммиака с водой:

взаимодействие с галогеноводородами:

взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):

аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:

AgCl + 2NH₃ = [Ag(NH₃)₂]Cl Хлорид диамин серебра (I)

Окислительно – восстановительные свойства

В молекуле аммиака азот имеет степень окисления – 3, поэтому в окислительно – восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.

аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:

аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

Соли аммония

При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с кислотами образуются соли аммония:

Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют общие свойства солей. К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:

Реакция взаимодействия солей аммония со щелочью является качественной реакцией на катион аммония NH₄ + :

Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.

Применение аммиака и солей аммония

Из аммиака получают азотную кислоту, гидроксид аммония (нашатырный спирт), соли аммония и т.д. Нашатырный спирт NH₄OH и нашатырь NH₄Cl широко применяется в медицине. Нитрат аммония, фосфат аммония и другие аммонийные соли используются в сельском хозяйстве в качестве удобрений.