Разложение гидроксида аммония при нагревании уравнение

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Видео:Разложение гидроксида меди (II) при нагревании I ЕГЭ по химииСкачать

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

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

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Видео:Термическое разложение солей аммония #химия #химияпросто #химияегэ #огэхимия #easy.chemis.tryСкачать

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Видео:Опыты по химии. Разложение карбоната кальция при нагреванииСкачать

Разложение солей

Видео:Вулкан: разложение дихромата аммонияСкачать

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Видео:Разложение дихромата аммонияСкачать

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Видео:Электролиз. 10 класс.Скачать

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

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

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Видео:получение оксида и гидроксида медиСкачать

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Видео:Задание 17: Реакции исключения - разложение дихромата аммония и перманганата калия | Химия ЕГЭСкачать

Разложение перманганата калия

Видео:Аммиак и соли аммония. Видеоурок 29-30. Химия 9 классСкачать

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

Видео:Термическое разложение хлорида аммония NH4ClСкачать

Структура гидроксида аммония, свойства, номенклатура, применение

гидроксид аммония представляет собой соединение NH молекулярной формулы₄ОН или Н₅НЕ производится растворением газообразного аммиака (NH₃в воде. По этой причине он получает названия аммиачной воды или жидкого аммиака.

Это бесцветная жидкость с очень интенсивным и острым запахом, которая не изолирует. Эти характеристики имеют прямую связь с концентрацией NH₃ растворяется в воде; концентрация, которая на самом деле, будучи газом, может покрывать его огромное количество, растворенное в небольшом объеме воды.

Значительно небольшая часть этих водных растворов состоит из катионов NH.₄ + и ОН-анионы — . С другой стороны, в очень разбавленных растворах или в замороженных твердых веществах при очень низких температурах аммиак можно найти в форме гидратов, таких как: NH₃∙ H₂О, 2НХ₃∙ H₂O и NH₃H 2H₂О.

Любопытно, что облака Юпитера образованы разбавленными растворами гидроксида аммония. Однако космическому зонду Galileo не удалось обнаружить воду в облаках планеты, что можно было бы ожидать из знания того, что известно образование гидроксида аммония; то есть они кристаллы NH₄ОН абсолютно безводный.

Ион аммония (NH₄ + ) вырабатывается в просвете почечных канальцев путем соединения аммиака и водорода, секретируемых клетками почечных канальцев. Аналогичным образом, аммоний вырабатывается в клетках почечных канальцев в процессе превращения глютамина в глутамат и, в свою очередь, при превращении глутамата в α-кетоглутарат..

Аммиак производится промышленным способом по методу Хабера-Боша, в котором газы азота и водорода вступают в реакцию; с использованием иона трехвалентного железа, оксида алюминия и оксида калия в качестве катализаторов. Реакцию проводят при высоких давлениях (150-300 атмосфер) и высоких температурах (400-500 ºC) с выходом 10-20%..

В реакции образуется аммиак, который при окислении производит нитриты и нитраты. Они необходимы при получении азотной кислоты и удобрений, таких как аммиачная селитра.

• 1 Химическая структура
  • 1.1 Аммиачный лед
• 2 Физические и химические свойства
  • 2.1 Молекулярная формула
  • 2.2 Молекулярный вес
  • 2.3 Внешний вид
  • 2.4 Концентрация
  • 2.5 Запах
  • 2.6 Вкус
  • 2.7 Пороговое значение
  • 2.8 Точка кипения
  • 2.9 Растворимость
  • 2.10 Растворимость в воде
  • 2.11 Плотность
  • 2.12 Плотность пара
  • 2.13 Давление пара
  • 2.14 Коррозионное действие
  • 2,15 рН
  • 2.16 Константа диссоциации
• 3 Номенклатура
• 4 Растворимость
• 5 рисков
  • 5.1 Реакционная способность
• 6 использует
  • 6.1 В еду
  • 6.2 Терапия
  • 6.3 Промышленное и разное
  • 6.4 В сельском хозяйстве
• 7 ссылок

Видео:«Продукты разложения нитрита и нитрата аммония» #умскул_химия #умскул #богданчагинСкачать

Химическая структура

Как указано в его определении, гидроксид аммония состоит из водного раствора газообразного аммиака. Следовательно, внутри жидкости нет определенной структуры, кроме структуры случайного расположения ионов NH.₄ + и ОН — сольватированные молекулами воды.

Ионы аммония и гидроксила являются продуктами равновесного гидролиза аммиака, поэтому для этих растворов характерен резкий запах:

Согласно химическому уравнению, высокое снижение концентрации воды приведет к смещению равновесия с образованием большего количества аммиака; то есть при нагревании гидроксида аммония пары аммиака будут выделяться.

По этой причине ионы NH₄ + и ОН — им не удается сформировать кристалл в земных условиях, что приводит к тому, что твердое основание NH₄ОН не существует.

Это твердое вещество должно состоять только из ионов, взаимодействующих электростатически (как показано на рисунке).

Аммиачный лед

Однако при температурах значительно ниже 0ºC и в окружении огромных давлений, таких как те, что преобладают в ядрах ледяных лун, аммиак и вода замерзают. При этом они кристаллизуются в твердой смеси с различными стехиометрическими пропорциями, являясь самым простым NH₃∙ H₂O: моногидрат аммиака.

NH₃∙ H₂O и NH₃H 2H₂Или это аммиачный лед, потому что твердое тело состоит из кристаллического расположения молекул воды и аммиака, соединенных водородными связями.

Учитывая изменение T и P, согласно вычислительным исследованиям, которые моделируют все физические переменные и их влияние на этот лед, происходит переход фазы NH₃∙ нН₂Или в фазу NH₄Огайо.

Поэтому только в этих экстремальных условиях NH₄ОН может существовать как продукт протонирования во льду между NH₃ и Н₂O:

Обратите внимание, что на этот раз, в отличие от гидролиза аммиака, участвующие виды находятся в твердой фазе. Аммиачный лед, который становится соленым без выделения аммиака.

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

Разложение гидроксида аммония при нагревании уравнение

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:

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:

• катализатор – пористое железо
• температура – 450 – 500 ˚С
• давление – 25 – 30 МПа

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода)

IV. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

1. Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

NH₃ – сильный восстановитель

• Взаимодействие с кислородом

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

• Взаимодействие с оксидами металлов

• Взаимодействие с сильными окислителями

• Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение —Образование иона аммония NH₄ + по донорно-акцепторному механизму)

Видео — эксперимент: “Качественная реакция на аммиак”

Видео — эксперимент: «Фонтан»

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.

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 + + CO3 2- + 2H + + 2Cl — → 2NH4 + + 2Cl — + Н2O + CO2­

CO3 2- + 2H + → Н2O + CO2­

Взаимодействие с солями (реакция обмена)

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4↓ + 2NH4NO3

2NH4 + + SO4 2- + Ba 2+ + 2NO3 — → BaSO4↓ + 2NH4 + + 2NO3 —

Ba 2+ + SO4 2- → 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:

Химические свойства, общие с другими солями

🎬 Видео

Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Все реакции разложения в неорганике | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

Аммиак и соли аммония. 11 класс.Скачать

Разложение карбоната аммонияСкачать