Поясните какие химические свойства аммиака используют при получении

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

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)

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:

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

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”

Тема: Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение.

Цели урока: знать строение молекулы аммиака, физические и химические свойства, области применения; уметь доказывать химические свойства аммиака: записывать уравнения реакций аммиака с кислородом, водой, кислотами и рассматривать их с точки зрения теории электролитической диссоциации и окислительно-восстановительных процессов.

Ход урока

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала.

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

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+.

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. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. 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:

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

2.    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

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

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

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, нейлона 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.

 3. Закрепление изученного материала

№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.

4. Домашнее задание

П. 24  , упр. 2,3; тест