Примеры уравнений химических реакций с участием аммиака (5 видео)

Аммиак: получение и свойства

Содержание

Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
Способы получения аммиака
Химические свойства аммиака
Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ
Химические свойства аммиака
Аммиак: решение уравнений ОВР методом электронного баланса
Уравнения окислительно-восстановительных реакций аммиака
💥 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:Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химия, Биология, подготовка к ГИА и ЕГЭ

Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков.

Аммиак — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта).

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи

В больших количествах токсичен для человека.

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Химические свойства аммиака

Интересными химическими свойствами молекула аммиака обязана атому азота — p-элемент элемент 2-го периода V группы периодической системы имеет на внешнем энергетическом уровне 5 электронов.

На 3 ковалентных связи с водородом расходуются 3 электрона. 2 остаются. Эти 2 неспаренных электрона образуют неподеленную электронную пару.

Именно эта свободная неподеленная пара электронов определяет многие химические свойства аммиака.

Образование иона аммония:

— у аммиака есть неподеленная электронная пара, а у иона водорода есть абсолютно свободная орбиталь;

молекула аммиака полярна — отрицательный заряд двух электронов и положительный — от трех водородов, поэтому вещество хорошо растворимо в воде, более того, водный раствор аммиака — широко известный «нашатырный спирт» — жидкость с очень характерным запахом

Формулу такого раствора часто записывают вот в таком виде:

NH₄OH — гидроксид аммония. Т.к. азот притягивает к себе водород из воды, то по химическим свойствам аммиак — слабое основание, т.е. очень слабо диссоциирует на NH₄ + (ион аммония) и OH — — гидроксид-ион.

соответственно, водород «любит» все, что содержит водород, например, кислоты:

NH₃ + HСl → NH₄Cl — хлорид аммония

к химическим свойствам аммиака относится и вытеснение металлов из водных растворов солей:

к химическим свойствам аммиака относятся и реакции окисления:

(аммиак окисляется до азота)

В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем:

аммиак не восстанавливается, т.к. атом азота находится в низшей (№ группы-8) степени окисления;

Качественные реакции на аммиак:

изменение окраски индикатора в водном растворе аммиака (щелочная среда):

лакмус — становится синим,
фенолфталеин — малиновым,
метиловый-оранжевый — желтым;

₃

₂

₄

Свойства солей аммония:

ионная кристаллическая решетка;
в растворе диссоциируют:

подвергаются гидролизу с образованием кислой среды:
гидролиз по катиону:

гидролиз по катиону и аниону:

свойства солей аммония соответствуют свойствам всех других солей — взаимодействие с основаниями, другими солями и кислотами. Главные условия протекания таких реакций до конца — образование газа, осадка или малодиссоциирующего вещества;
важное химическое свойство солей аммония — разложение при нагревании:

Последняя реакция — разложение бихромата аммония часто используется в заданиях С3 ЕГЭ по химии (химический эксперимент), так что стоит ее выучить.

Химические свойства аммиака обусловлены строением молекулы, т.е. электронной конфигурацией атома азота. Т.к. в заданиях ГИА и ЕГЭ уделяется много внимания как самому аммиаку, так и его соединениям, то эту тему надо знать хорошо.

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

Аммиак: решение уравнений ОВР методом электронного баланса

Подробно решение уравнений окислительно-восстановительных реакций (ОВР) методом электронного баланса разобраны на странице «Метод электронного баланса».

Ниже приведены примеры уравнений окислительно-восстановительных реакций аммиака (См. Аммиак и его свойства).

Если в окислительно-восстановительной реакции принимают участие простые вещества, молекулы которых состоят из двух или более атомов элементов, то в электронном балансе кол-во отданных и полученных электронов определяют с учётом кол-ва атомов в молекуле: H₂ 0 -2e — → 2H +1 .

Видео:Гетерогенный катализ. Каталитическое окисление аммиакаСкачать