О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его

Получение аммиака и растворение его в воде

1) В фарфоровой ступке хорошо перемешайте приблизительно равные объёмы кристаллического хлорида аммония NH4Cl и порошка гидроксида кальция Ca(OH)2 (опыт удаётся лучше, если известь слегка влажная). Приготовленную смесь насыпьте в пробирку на 1/3 её объёма. Закройте пробирку пробкой с газоотводной трубкой; конец которой опущен в другую сухую пробирку, закреплённую в штативе открытым концом вниз (рис. 22). Нагрейте смесь в пробирке.

2) Как только почувствуете острый запах (нюхать осторожно!), пробирку с газом, не переворачивая, закройте пробкой, погрузите её в сосуд с водой и откройте пробку.

3) После заполнения пробирки водой закройте её отверстие пробкой и выньте пробирку из воды. Половину полученного раствора перелейте в другую пробирку. В одну пробирку поместите красную лакмусовую бумагу. В другую пробирку добавьте несколько капель раствора фенолфталеина, а затем немного разбавленной соляной кислоты.

О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его действие на индикаторы? Как это можно объяснить с позиций теории электролитической диссоциации?

Что происходит при действии кислоты на водный раствор аммиака? Составьте уравнение соответствующей химической реакции

Горение аммиака в кислороде

Снова слегка нагрейте пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция. Газоотводную трубку введите в стеклянный цилиндр с кислородом и при помощи лучинки подожгите газ (рис. 23).

Какие вещества образуются в процессе горения аммиака? Напишите уравнение соответствующей реакции. Подчеркните в уравнении одной чертой окислитель, а двумя — восстановитель.

Взаимодействие аммиака с кислотами

В приборе для получения газов замените пробирку с использованной смесью хлорида аммония и гидроксида кальция на пробирку со свежей порцией смеси. Пробирку слегка нагрейте. Газоотводную трубку последовательно введите в пробирки, в которых налито по 1 мл концентрированных азотной, соляной и серной кислот. Конец газоотводной трубки должен находиться на расстоянии 5-6 мм от поверхности кислоты.

Как объяснить появление белого дыма? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Почему конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, а можно лишь приближать к ней.

Ответ

Получение аммиака и растворение его в воде

1)

2NH4Cl + Ca(OH)2 t ⟶ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑

2)

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

3)

Лакмусовая бумага в растворе аммиака окрасилась в синий цвет, а фенолфталеин окрасил раствор в малиновый цвет, это говорит о том, что аммиак проявляет щелочные свойства, так как в результате диссоциации образовываются гидроксид-анионы (OH-):
NH4OH ⇄ NH4+ + OH-

При добавлении кислоты происходит обесцвечивание фенолфталеина, т. к. аммиак вступает в реакцию с кислотой:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl

Горение аммиака в кислороде

В процессе горения аммиака образуется азот и вода.

4NH3 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O
O20 + 4ē ⟶ 2O-2	3	окислитель (восстановление)
2N-3 – 6ē ⟶ N20	2	восстановитель (окисление)

Взаимодействие аммиака с кислотами

Аммиак реагирует с парами хлороводорода, при этом образуется густой белый дым – соль хлорид аммония:
NH3 + HCl ⟶ NH4Cl

Конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, так как хлорид аммония является растворимой солью.

Источник

Практическая работа 5. Получение аммиака и изучение его свойств.

Получение аммиака и растворение его в воде

Горение аммиака в кислороде

Взаимодействие аммиака с кислотами

Как объяснить появление белого дыма? Напишите уравнения соответствующих реакций.

Почему конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, а можно лишь приближать к ней.

Получение аммиака и растворение его в воде

1)

2NH4Cl + Ca(OH)2 t ⟶ CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑

2)

NH3 + H2O ⇄ NH4OH

3)

Горение аммиака в кислороде

В процессе горения аммиака образуется азот и вода.

4NH3 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O
O20 + 4ē ⟶ 2O-2	3	окислитель (восстановление)
2N-3 – 6ē ⟶ N20	2	восстановитель (окисление)

Взаимодействие аммиака с кислотами

Конец газоотводной трубки нельзя погружать в кислоту, так как хлорид аммония является растворимой солью.

Источник

I Постановка целей и задач урока.

На уроке мы должны получить аммиак реакцией ионного обмена и изучить свойства этого газа и его водного раствора – гидроксида аммония.

II. Повторение правил техника безопасности

1.Экономное расходование веществ.

2.При выяснении запаха веществ не подносите сосуд близко к лицу, иначе вдыхание паров и газов может вызвать раздражение дыхательных путей.

3.Проводите опыты только над столом, нагревая пробирку с жидкостью, держите её так, чтобы открытый конец её был направлен в сторону и от самого себя и от соседей.

4.Не приступайте к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать.

III. Практическая работа

1. Получение аммиака.

На лист бумаги или в небольшую фарфоровую чашку (можно ступку) насыпьте хлорид аммония и гидроксид кальция объемом по одной ложечке (ложечка для сжигания веществ).

Смесь перемешайте стеклянной палочкой и высыпьте в сухую пробирку. Закройте ее пробкой с газоотводной трубкой и укрепите в лапке штатива.

При укреплении прибора в лапке штатива обратите внимание на наклон пробирки относительно ее отверстия. На газоотводную трубку наденьте сухую пробирку для собирания аммиака.

Пробирку со смесью хлорида аммония и гидроксида кальция прогрейте сначала всю (2—3 движения пламени), а затем нагрейте в том месте, где находится смесь.

Почему пробирка вверх дном? ( NH3 легче воздуха в 2 раз).

Как вы узнаете, что получили NH3?

1)по запаху (резкий запах);

2)поднесите к отверстию перевёрнутой вверх дном пробирки влажную фенолфталеиновую бумажку(она стала малиновой).

1). 2NH4CI + Ca (OH )2 = CaCI2 + 2NH3↑ + 2H2O

2)Не переворачивая пробирку, быстро опустите её в чашку с водой отверствием вниз, подержите так, капните фенолфталеин. Что произошло? Какое вещество мы получили?

Аммиак очень хорошо растворим в воде!

NH3 + H2O = NH4OH

аммиачная вода,

нашатырный спирт,

среда щелочная,

3)Получение „дыма без огня”

NH3 + HCI = NH3 + HNO3 =

В результате этих реакций мы получили какие вещества? (соли аммония).

Вывод:

получили аммиак, обнаружили по резкому запаху, имеет основной

характер, хорошо растворим в воде, образуя основание, аммиачную

воду, взаимодействует с кислотами, образуя соли.

Изучение свойств водного раствора аммиака.

1. NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска

Почему?

NH4OH → NH3 ↑+H2O

2.NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска, + HCI

Как изменился цвет? Почему?

NH4OH +HCI = NH4CI + H2O

NH4 + + OH- + H+ + CI- = NH4 + + CI- + Н2О

Н+ + ОН- = Н2О реакция нейтрализации

3.АICI3 + 3NH4OH = 3NH4CI + AI (OH)3↓

AI3+ + 3CI- + 3NH4+ + 3OH- = 3NH4+ + 3CI- + AI (OH)3↓

AI3+ + 3OH- = AI (OH)3↓

Вывод:

при изучении свойств водного раствора NH3 выяснили, что это

основание, разлагается при нагревании, взаимодействует

с кислотами и солями.

IV Подведение итога урока.

Вывод по уроку:чему научились?

Получили аммиак, изучили его свойства, а также свойства нашатырного спирта.

Дата добавления: 2017-03-12; просмотров: 1415 | Нарушение авторских прав | Изречения для студентов

Читайте также:

Рекомендуемый контект:

Поиск на сайте:

Источник

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

О каких свойствах водного раствора аммиака свидетельствует его

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
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:

катализатор
– пористое железо

температура
– 450 – 500 ˚С

давление
– 25 – 30 МПа

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

4. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

с
изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
без
изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции
с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N-3 → N0 → N+2

NH3 – сильный
восстановитель.

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
присутствии оксида хрома”

с оксидами металлов

2 NH3
+ 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O

с сильными окислителями

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl
(при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при
нагревании разлагается

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.

Источник

ПЛАН ПРОВЕДЕНИЯ УРОКА ХИМИИ

в IX классе

Практическая работа № 7.

Получение аммиака и изучение его свойств.

обмена, которая используется и как качественная реакция на соли

аммония;

2. совершенствовать умения собирать прибор для получения газа легче

воздуха;

3. изучить свойства водного раствора аммиака;

4. закреплять умение наблюдать за явлениями, описывать их и делать

умозаключения – выводы.

Оборудование: прибор для получения аммиака, NH4CI, Ca (OH)2, H2O, cтеклянные палочки, чашки Петри, фенолфталеин, нагревательный прибор, штатив.

Ход урока.

IПостановка целей и задач урока.

II. Повторение правил техника безопасности

1.Экономное расходование веществ.

4.Не приступайте к выполнению опыта, не зная, что и как нужно делать.

III. Практическая работа

Получение аммиака.

Почему пробирка вверх дном? ( NH3 легче воздуха в 2 раз).

Как вы узнаете, что получили NH3?

1)по запаху (резкий запах);

1). 2NH4CI + Ca (OH )2 = CaCI2 + 2NH3↑ + 2H2O

Аммиак очень хорошо растворим в воде!

NH3 + H2O = NH4OH

аммиачная вода,

нашатырный спирт,

среда щелочная,

3)Получение „дыма без огня”

NH3 + HCI = NH3 + HNO3 =

В результате этих реакций мы получили какие вещества? (соли аммония).

Вывод:

получили аммиак, обнаружили по резкому запаху, имеет основной

характер, хорошо растворим в воде, образуя основание, аммиачную

воду, взаимодействует с кислотами, образуя соли.

2.Изучение свойств водного раствора аммиака.

1.NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска

Почему?

NH4OH → NH3 ↑+H2O

NH4OH + 2,3 капли фенолфталеина → малиновая окраска, + HCI

Как изменился цвет? Почему?

NH4OH +HCI = NH4CI + H2O

NH4 + + OH- + H+ + CI- = NH4 + + CI- + Н2О

Н+ + ОН- = Н2О реакция нейтрализации

АICI3 + 3NH4OH = 3NH4CI + AI (OH)3↓

AI3+ + 3CI- + 3NH4+ + 3OH- = 3NH4+ + 3CI- + AI (OH)3↓

AI3+ + 3OH- = AI (OH)3↓

Вывод:

при изучении свойств водного раствора NH3 выяснили, что это

основание, разлагается при нагревании, взаимодействует

с кислотами и солями.

Вывод по уроку: чему научились?

Получили аммиак, изучили его свойства, а также свойства нашатырного спирта.

Источник

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:

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:

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”

Источник