Тема 2 9 класс
Урок 34
Тема урока: Соли аммония.
Цели урока:
образовательные
– изучить состав солей аммония, повторить общие химические свойства солей на примере солей аммония, раскрыть специфические свойства этих солей, обусловленные ионом аммония; изучить практическое применение солей аммония; углубить основные химические понятия: вещество, химическая реакция;
изучить практическое значение солей аммония.
развивающие – развивать у учащихся умение сравнивать, анализировать и применять информацию из других областей знаний, развивать коммуникативные способности, умение предъявлять результаты групповой деятельности;
воспитательные – способствовать воспитанию экологической грамотности у учащихся, активной жизненной позиции.
Тип урока: изучение нового материала.
Методы обучения: частично-поисковый, наглядный, Формы организации познавательной деятельности: групповая, фронтальная, практическая.
Технические средства обучения: компьютер, проектор, экран
Методы работы: самостоятельная работа с учебником, работа в парах.
Оборудование и реактивы: растворы - хлорида бария, гидроксида натрия, соляная кислота, карбонат аммония, хлорид аммония, сульфат аммония стакан с водой; гидроксид аммония, азотная кислота, сульфат аммония, хлорид аммония, карбонат аммония, нитрат серебра, нитрат калия, соляная кислота, гидроксид натрия;
пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, ватка, пробиркодержатель, фенолфталеиновая бумажка.
ХОД УРОКА: 1.Организационная часть урока.
2. Проверка знаний учащихся.
Вопросы и задания опроса.
1.Задача: К 400г раствора с массовой долей хлорида аммония 8% прибавили избыток гидроксида кальция. Определите объём выделившегося газа».
2. Вопросы: 1.Строение молекулы аммиака.
2.Перечислите физические свойства аммиака.
3.Химические свойства аммиака.
4. Перечислите области применения аммиака.
3. Задание «третий лишний»
К 3 РО 4 , HCL , H 2 SO 4
Ba (OH) 2, NaNO 3 , NaOH
K 2 O, CO 2 , MgSO 4
4.Тест (1 вариант – азот, 2 вариант – аммиак)
1.Газообразный при обычных условиях
2.Не имеет запаха
3.Бесцветный
4.В воде малорастворим
5.Степень окисления азота -3
6.В воздухе не горит
7.Горит в кислороде
8.Взаимодействует с кислотами с образованием солей
9.В молекуле между атомами ковалентная полярная связь
10.Взаимоотношение с водородом в присутствии катализатора
11.Он является важнейшим биогенным элементом.
12.Водный раствор имеет щелочную среду
13.Он проявляет преимущественно восстановительные свойства
14.10%-ный раствор его называется нашатырным спиртом
(Обмениваемся тетрадями, проверяем).
1, 2, 3, 4, 6, 10, 11, 13
1, 3, 5, 7, 8, 9, 12, 13
3. Изучение программного материала.
1. Соли аммония - это сложные вещества, содержащие в своем составе ионы аммония, соединённые с кислотными остатками.
Аммония соли - соли, содержащие одновалентный ион аммония NH 4 + ; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли Аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли Аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный NH 3 . Все соли Аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH 3 или NH 4 OH с кислотами. Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH 4 NO 3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ - аммонитов, сульфат аммония (NH 4 ) 2 SO 4 применяется как дешевое азотное удобрение, бикарбонат аммония NH4HCO 3 и карбонат аммония (NH 4 ) 2 СО 3 применяют в пищевой промышленности, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине; хлорид аммония (нашатырь) NH 4 Cl применяется в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.
2. Общая формула солей аммония.
NH 4 R; (NH 4) n R , где R - кислотный остаток.
В NH 4 CL есть катион аммония
3. Физические свойства солей аммония.
Соли аммония – твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде.
4. Химические свойства солей аммония.
Свойства общие с другими солями
Специфические свойства
1.Сильные электролиты
NH 4 N О 3 = NH 4 + +N О 3 -
2.Реагируют с кислотами - реакция обмена
(NH 4) 2 СO 3 +2HCl =2NH 4 Cl +CO 2 +H 2 O
3.Реагируют с другими солями
(NH 4) 2 SO 4 +BaCl 2 =2NH 4 Cl +Ba SO 4
4.Подвергаются гидролизу
NH 4 Cl +H 2 O .
Это соль слабого основания и сильной кислоты. Цепочка рвется по слабому звену. Гидролиз идет по катиону аммония.
1.При высокой температуре разлагаются
а) если кислота летучая
NH 4 Cl= NH 3 +HCl
NH 4 HCO 3 → NH 3 + Н 2 O + CO 2
б) если кислота нелетучая
(NH 4) 2 SO 4 = ?
в) если кислота нелетучая и анион проявляет окислительные свойства
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 Н 2 O
2.Реагируют с щелочами
NH 4 Cl +NaOH = NaCl + NH 3 + Н 2 O
Это качественная реакция на соли аммония.
3. С кислотами и солями (реакция обмена)
a) (NH4) 2 CO 3 + 2 НCl → 2NH 4 Cl + Н 2 O + CO 2
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2NH 4+ + 2Cl - + Н 2 O + CO 2
CO 3 2- + 2H + → Н 2 O + CO 2
б) (NH4) 2 SO 4 + Ba(NO3) 2 → BaSO 4 + 2NH 4 NO 3
2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 - → BaSO 4 + 2NH 4 + + 2NO 3 -
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4
4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:
NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O → NH4OH + H+
5. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)
NH 4 Cl → NH 4 + + Cl -
ВЫВОД:1) Соли аммония – это электролиты, которые диссоциируют на катион аммония NH
4
+
и анионы кислотного остатка.
2)
Они проявляют свойства:
а) Общие с солями-
взаимодействуют с кислотами, солями, если образуется осадок или газ.
б) Специфические –
взаимодействуют с щелочами с образованием аммиака, при нагревании разлагаются, хорошо растворимы в воде и являются электролитами, при гидролизе показывают кислотную среду или гидролиз идет полностью.
Это интересно:
Название «аммоний» предложил в 1808г. Гемфри Дэви. Латинское слово аммониум когда-то означало «соль из Аммонии». Аммония – область Ливии. Там находился храм египетского бога Аммона, по имени которого и называлась вся область. В Аммонии издавна получали аммонийные соли, сжигая верблюжий навоз. При распаде солей получался газ, который сейчас называют аммиактом. В 1787г. комиссия по химической номенклатуре дала газу имя «аммониак». Русский химик Захаров сократил это название до «аммиака».
Раствор аммиака в воде называют нашатырным спиртом. «Нашатырный» потому, что может быть получен из нашатыря NH 4 Cl . Но почему спирт? Латинское спиритус означает «дух», «душа». Очевидно, неизвестный нам химик, растворивший в воде полученный из нашатыря аммиак, назвал остро пахнущую жидкость «душой нашатыря».
Название «нитраты» происходит от названия г.Нитрии в Верхнем Египте, где впервые был найден минерал NH 4 NO 3.
4.Способы получения солей аммония.
1. Соли аммония получают при взаимодействии аммиака с кислотами.
2. При взаимодействии аммиачной воды с кислотами.
5. Важнейшие области применения солей аммония.
Как удобрение
Для производства взрывчатых веществ
Гидрокарбонат аммония и карбонат аммония в пищевой промышленности в качестве разрыхлителя теста.
При покраске тканей в текстильной промышленности
В производстве витаминов
В медицине
При пайке
В сухих батареях
При выделке кожи
В пиротехнике
Выводы:
Соли аммония образованы катионами аммония и анионами кислотных остатков
По физическим свойствам они похожи на соли щелочных металлов, особенно калия
Качественная реакция на катион аммония – взаимодействие со щелочами при нагревании, выделяющийся газ имеет характерный запах и окрашивает фенолфталеиновую бумажку в малиновый цвет.
4. Закрепление изученного материала
Закрепление изученного материала можно провести в форме дифференцированной индивидуальной самостоятельной работы обучающихся по вариантам.
ВАРИАНТ 1
Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, происходящих между веществами:
-хлоридом аммония и нитратом серебра;
Карбонатом аммония и соляной кислотой;
Нитратом аммония и гидроксидом натрия.
ВАРИАНТ 2
Допишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионной форме:
(NH 4) 2 SO 4 + ? → NH 4 CI + BaSO 4 ↓
NH 4 CI + ? → ? + ? + NH 3
(NH 4) 2 S + HCI → ? + ?
ВАРИАНТ 3
Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, происходящих между следующими парами веществ:
-соль аммония и другая соль;
Соль аммония и щелочь;
Соль аммония и кислота.
5.Домашнее задание: § 26,упр 1-4 (письменно)
Селитра – природные нитраты – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали , 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 ):
KNO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HNO 3
Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры
Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K 2 CO 3 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 NaNO 3 ,железного купороса FeSO 4 ∙7H 2 O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO 4) 2 ∙12H 2 O и нашатыря NH 4 Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — . Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода » или «царская водка ». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов и одного объёма азотной . 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 для поглощения образовавшегося .
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 NaNO 3 , 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 NH 4 NO 2 при нагревании:
NH 4 NO 2 = N 2 + H 2 O
Физические свойства
Жидкий азот
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 N 2 , 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
NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5
Химические свойства
В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.
Азот взаимодействует как окислитель :
N 2 + 3Ca = Ca 3 N 2
Азот взаимодействует как восстановитель :
N 2 + F 2 = 2NF 3
Применение
Азот является исходным сырьем для получения аммиака, .
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 NH 3 способен присоединять ион водорода Н + . Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, аммиак обладает основными свойствами:
- взаимодействие аммиака с водой:
NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH —
- взаимодействие с галогеноводородами:
NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl
- взаимодействие с (в результате образуются средние и кислые соли):
NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 3 PO 4 ; (NH 4) 2 HPO 4 ; (NH 4)H 2 PO 4
- аммиак взаимодействует с некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:
CuSO 4 + 4NH 3 = SO 4 Сульфат тетрааммин меди (II)
AgCl + 2NH 3 = 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 из их :
2NH 3 + 3CuO = N 2 + 3Cu + 3H 2 O
- аммиак окисляется без катализатора до азота:
4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
- аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
Соли аммония
Хлорид аммония
При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с образуются соли аммония :
Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют . К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:
(NH 4) 2 SO 4 = NH 3 + NH 4 HSO 4
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
NH 4 Cl = NH 3 + HCl
Реакция взаимодействия солей аммония со является качественной реакцией на катион аммония NH 4 + :
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O
Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.
Применение аммиака и солей аммония
Скачать рефераты по другим темам можно
Страница 1
Соли аммония - соли, содержащие положительно заряженый ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами.
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 (нашатырь) NH4Cl - в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.
Химические свойства солей
Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl−
Разложение при нагревании:
а) если кислота летучая
NH4Cl → NH3 + HCl
NH4HCO3 → NH3 + Н2O + CO2
б) если анион проявляет окислительные свойства
NH4NO3 → N2O + 2Н2O
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3+ 4Н2O
С кислотами (реакция обмена):
(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2
2NH4+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2NH4+ + 2Cl− + Н2O + CO2
CO32− + 2H+ → Н2O + CO2
C солями (реакция обмена):
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42− + Ba2+ + 2NO3− → BaSO4 ↓ + 2NH4+ + 2NO3−
Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓
Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) - среда кислая:
NH4Cl + Н2O ↔ NH4OH + HCl
NH4+ + Н2O ↔ NH4OH + H+
При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + Н2O
Железодефицитная анемия (ЖДА) - гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи - мяса и рыбы.
Лечение проводится только длительным приёмом препаратов двухвалентного железа внутрь в умеренных дозах, причём существенный прирост гемоглобина, в отличие от улучшения самочувствия, будет не скорым - через 4-6 недель.
Обычно назначается любой препарат двухвалентного железа - чаще это сульфат железа - лучше его пролонгированная лекарственная форма, в средней лечебной дозе на несколько месяцев, затем доза снижается до минимальной ещё на несколько месяцев, а затем (если причина малокровия не устранена), продолжается приём поддерживающей минимальной дозы в течение недели ежемесячно многие годы. Так, эта практика хорошо оправдала себя при лечении тардиферроном женщин с хронической постгеморрагической железодефицитной анемией вследствие многолетней гиперполименорреи - одна таблетка утром и вечером 6 месяцев без перерыва, затем одна таблетка в день ещё 6 месяцев, затем несколько лет каждый день в течение недели в дни месячных. Это дисциплинирует пациенток, не даёт забыть сроки приёма препарата и обеспечивает нагрузку железом при появлении затянутых обильных месячных в период климакса. Бессмысленным анахронизмом является определение уровня гемоглобина до и после месячных.
Соли аммония
К атион аммония NH4+ играет роль катиона металла и он образует с кислотными остатками соли: NH4NO3 — нитрат аммония, или аммиачная селитра, (NН4)2SO4 — сульфат аммония и т. д.
Все соли аммония — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По ряду свойств они похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия, так как радиусы ионов К+ и NН+ приблизительно равны.
Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами.
Они обладают всеми свойствами солей, обусловленными наличием кислотных остатков. Например, хлорид или сульфат аммония реагирует соответственно с нитратом серебра или хлоридом бария, образуя при этом характерные осадки. Карбонат аммония взаимодействует с кислотами, так как в результате реакции образуется углекислый газ .
Кроме того, ион аммония обусловливает другое, общее для всех солей аммония, свойство: его соли реагируют со щелочами при нагревании с выделением аммиака.
Эта реакция является качественной реакцией на соли аммония, так как образующийся аммиак легко обнаруживается (как именно?).
Третья группа свойств солей аммония — это их способность разлагаться при нагревании с выделением газообразного аммиака, например:
NH4Сl = NH3 + НСl
В этой реакции образуется также газообразный хлороводород, который улетучивается вместе с аммиаком, а при охлаждении вновь соединяется с ним, образуя соль, т. е. при нагревании в пробирке сухой хлорид аммония как бы возгоняется, но на верхних холодных стенках пробирки снова появляются белые кристаллики NН4Сl (рис. 32).
Основные области применения солей аммония были показаны ранее, на рисунке 31. Здесь обратим ваше внимание на то, что почти все соли аммония используют в качестве азотных удобрений. Как вы знаете, растения способны усваивать азот только в связанном виде, т. е. в виде ионов NН4 или N03. Замечательный русский агрохимик Д. Н. Прянишников выяснил, что если у растения есть выбор, то оно предпочитает катион аммония нитрат-аниону, поэтому использование солей аммония в качестве азотных удобрений особенно эффективно. Очень ценным азотным удобрением является нитрат аммония NH4NO3.
Отметим другие области применения некоторых солей аммония.
Хлорид аммония NН4Сl используют при паянии, так как он очищает поверхность металла от оксидной пленки и к ней хорошо пристает припой.
Гидрокарбонат аммония NН4NС03 и карбонат аммония (NH4)2С03 применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным, например:
NH4НС03 = NH3 + Н20 + CO2
Нитрат аммония NН4NO3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества — аммонала, который широко применяется при разработке горных пород.
Аммиак
Физические свойства: аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля аммиака в концентрированном растворе – 25 %. Раствор NH3 в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. При низкой температуре образует в растворе кристаллогидрат NH3 ? Н2О. Строение молекулы: характерна sp3-гибридизация. В образовании молекулы участвуют 3 неспаренных р-электрона азота и 1s – атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой стоят атомы азота, а в углах – водорода.
Химические свойства:
1) при растворении NH3 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.
2) NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4 = NH4НSO4;
3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;
4) в кислороде NH3 горит желтым пламенем: 4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;
5) кислородом воздуха NH3 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;
6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;
7) водород в NH3 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.
Нашатырь (хлорид азота).
Получение: в промышленности до концаХ1Х века аммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота.
В начале XX века были разработаны новые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или фиксации атмосферного азота.
В 1904 году появился циамидный способ, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция, образуя циамид кальция CaCN2, который при воздействии с водяным паром при давлении 0,6 МПа легко разлагается на аммиак и карбонат кальция:
Позднее появился другой способ получения аммиака – прямое взаимодействие азота и кислорода под воздействием электрических разрядов, но эта реакция была обратимой, пока для нее не нашли оптимальные условия. Этими условиями явились высокое давление и низкая температура, использование катализаторов – губчатого железа с добавками активаторов (оксиды алюминия, калия, кальция, кремния, магния).
Соли аммония – сложные вещества, включающие катионы аммония NH4+ и кислотные остатки.
Физические свойства: соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.
Химические свойства: аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных металлов (калия) имеют примерно одинаковые радиусы. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород. Доказательством металлического характера аммония является наличие амальгамы аммония – сплав аммония с ртутью, схожего с таковой щелочных металлов. При обработке амальгамы аммония холодным раствором сульфата меди, амальгама вытеснит n-е количество меди:
Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:
1) являются сильными электролитами – подвергаются диссоциации в водных растворах, образуя катион аммония и анион кислоты:
2) подвергаются гидролизу (соль слабого основания и сильной кислоты):
среда кислая, рН<7, лакмус красный;
3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:
4) взаимодействуют с растворами щелочей с образованием аммиака – качественная реакция на ион аммония:
соли аммония определяют по запаху выделившегося в результате реакции аммиака, а также по синей окраске лакмуса;
5) разлагаются при нагревании:
Получение: NH3 + HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.
Применение: соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH4)2SO4, нитрат аммония – NH4NO3, дигидрофосфат аммония – NH4Н2РO4 и гидрофосфат аммония – (NH4)2НРO4 используются в качестве минерального удобрения. Преимущество удобрения – повышенное содержание в нем аммиака. Используется хлорид аммония (NH4Cl) – нашатырь.