Аммиак – опасный, но важный газ! Применение и получение аммиака, физические свойства газа.
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 – NH 3
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 (NH 2 ) 2 CO, 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 NH 4 Cl, 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 NH 4 + .
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 NH 3 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:
NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O
(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O
Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается:NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O
При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 к Дж
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 → N 0 → N +2
NH 3 – сильный восстановитель.
с кислородом
1. Горение аммиака (при нагревании)
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0
2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)
4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
с оксидами металлов
2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O
с сильными окислителями
2NH 3 + 3Cl 2 = N 2 + 6HCl (при нагревании)
аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2
Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + 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% NH 3 . 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
Аммиак
- одно из важнейших соединений азота.
Азот, входящий в состав белков и нуклеиновых кислот, является одним из компонентов, составляющих основу жизни. Поэтому очень важно было научиться синтезировать химические соединения с азотом. Сначала использовали электричество, но этот способ оказался очень дорогим. Более простым способом явилась химическая реакция соединения азота, находящегося в воздухе, с водородом в химическое соединение - аммиак
!
Получение аммиака
Получение аммиака в промышленности связано с прямым его синтезом из простых веществ. Как уже отмечалось, источником азота служит воздух, а водород получают из воды.
3H 2 + N 2 → 2NH 3 + Q
Реакция синтеза аммиака обратима, поэтому важно подобрать условия, при которых выход аммиака в химической реакции будет наибольшим. Для этого реакцию проводят при высоком давлении (от 15 до 100 МПа). В ходе реакции объёмы газов (водорода и азота) уменьшаются в 2 раза, поэтому высокое давление позволяет увеличить количество образующегося аммиака. Катализатором в такой реакции может служить губчатое железо. При этом интересно то, что губчатое железо действует как катализатор только при температуре выше 500 0 C. Но увеличение температуры способствует распаду молекулы аммиака на водород и азот. Для избежания распада молекул, как только смесь газов проходит через губчатое железо, образовавшийся аммиак сразу охлаждают! Кроме того при сильном охлаждении аммиак превращается в жидкость.
Получение аммиака в лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH 4 Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак.
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Свойства аммиака
Аммиак при обычных условиях - газ с резким и неприятным запахом. Аммиак ядовит! При 20 0 C в воде растворяется 700 л аммиака. Полученный раствор называют аммиачной водой . Из-за такой растворимости аммиак нельзя собирать и хранить над водой.
Аммиак - активный восстановитель. Такое свойство у него за счёт атомов азота, имеющих степень окисления "-3". Восстановительные свойства азота наблюдаются при горении аммиака на воздухе. Так как для азота наиболее устойчивая степень окисления - 0, то в результате этой реакции выделяется свободный азот.
Если в реакции горения использовать катализаторы (платину Pt и оксид хрома Cr 2 O 3), то получают оксид азота.
4NH 3 + 5 O 2 → 4NO + 6H 2 O
Аммиак может восстанавливать металлы из их оксидов. Так реакцию с оксидом меди используют для получения азота.
2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O
Реакция гидроксида меди с аммиакомАммиак обладает свойствами оснований и щелочей . При растворении его в воде образуется ион аммония и гидроксид-ион. При этом соединения NH 4 OH - не существует! Поэтому формулу аммиачной воды лучше записать, как формулу аммиака!
Основные свойства аммиака проявляются также и в реакциях с кислотами.
NH 3 + HCl → NH 4 Cl (нашатырь)
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 (аммиачная селитра)
Аммиак реагирует с органическими веществами. Например, искусственные аминокислоты получают с помощью реакции аммиака и A-хлорзамещёнными карбоновыми кислотами. Выделяющийся в результате реакции хлороводород (газ HCl) связывают с избытком аммиака, в результате которого образуется нашатырь (или хлорид аммония NH 4 Cl).
Многие комплексные соединения содержат в качестве лиганда аммиак . Аммиачный раствор оксида серебра, который используется для обнаружения альдегидов, представляет собой комплексное соединение - гидроксиддиаммин серебра.
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O →2OH
Соли аммония
Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак.
NH 4 Cl + KOH → KCl + NH 3 + H 2 O
При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония . Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 → 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются
NH 4 Cl → NH 3 + HCl
NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O
Последняя химическая реакция - разложение нитрита аммония - используется в химических лабораториях для получения чистого азота.
Аммиак - это слабое основание, поэтому соли, образованные аммиаком в водном растворе подвергаются гидролизу. В растворах этих солей имеется большое количество ионов гидроксония, поэтому реакция солей аммония - кислая!
NH 4 + + H 2 O → NH 3 + H 3 O +
Применение аммиака и его солей основано на специфических свойствах. Аммиак служит сырьём для производства азотосодержащих веществ, а также в составе солей широко применяется в качестве минеральных удобрений . Водный раствор аммиака можно купить в аптеках под названием нашатырный спирт .
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Аммиак — нитрид водорода.
Формула – NH 3 . Молярная масса – 17 г/моль.
Физические свойства аммиака
Аммиак (NH 3) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см 3 .
Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB 3 . В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp 3 . Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB 3 E – тригональная пирамида (рис. 1).
Рис. 1. Строение молекулы аммиака.
Химические свойства аммиака
В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» — минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.
При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:
2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):
4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (катализатор – платина)
В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.
Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:
NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH —
При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
NH 4 Cl = NH 3 + HCl (при нагревании)
Получение аммиака
Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:
NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O
NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O
Эта реакция является качественной на ионы аммония.
Применение аммиака
Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты (производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | Каковы масса и объем аммиака, которые потребуются для получения 5т нитрата аммония? |
Решение |
Запишем уравнение реакции получения нитрата аммония из аммиака и азотной кислоты:
NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 По уравнению реакции количество вещества нитрата аммония равно 1 моль — v(NH 4 NO 3) = 1моль. Тогда, масса нитрата аммония, рассчитанная по уравнению реакции: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3); m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 т Согласно уравнению реакции, количество вещества аммиака также равно 1 моль — v(NH 3) = 1моль. Тогда, масса аммиака, рассчитанная по уравнению: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3); m(NH 3) = 1×17 = 17 т Составим пропорцию и найдем массу аммиака (практическую): х г NH 3 – 5 т NH 4 NO 3 17 т NH 3 – 80 т NH 4 NO 3 х = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 т Аналогичную пропорцию составим для нахождения объема аммиака: 1,06 г NH 3 – х л NH 3 17 т NH 3 – 22,4×10 3 м 3 NH 3 х = 22,4×10 3 ×1,06 /17 = 1,4×10 3 V(NH 3) = 1,4×10 3 м 3 |
Ответ | Масса аммиака — 1,06 т, объем аммиака — 1,4×10 м |
Применение аммиака безводного сжиженного
Безводный сжиженный аммиак (нитрит водорода) является бесцветной прозрачной жидкостью. Он токсичен и обладает хорошей растворимостью в воде.
Аммиак получают путем каталитического синтеза азота и водорода. Он обладает токсичными свойствами, может вызвать ожоги, по ГОСТ 6221-90 имеет IV класс опасности.
Нитрит водорода – трудногорючее вещество, но при смеси с воздухом является взрывоопасным, особенно в закрытых пространствах.
Так же взрывоопасные смеси могут образовываться при взаимодействии нитрита водорода с кальцием, бромом, окисью серебра, хлором, йодом, ртутью и некоторыми другими элементами.
Контакт аммиака с ртутью, хлором, йодом, бромом, кальцием, окисью серебра и некоторыми другими химическими веществами может привести к образованию взрывчатых соединений.
Нитриту водорода свойственны коррозионные функции:
Контакт с цинком, медью (ускоряется при наличии воды); растворение резины; различные виды стали подвержены растрескиванию при наличии кислорода, если в их составе воды менее 0,2%.
Области применения аммиака:
Сельское хозяйство.Из него изготавливаются удобрения (мочевина, аммиачная селитра, сложные удобрения), азотную кислоту и другие азотосодержащие соединения.
При внесении этих удобрений в необходимом количестве урожайность сельскохозяйственных культур может значительно повышаться (от 8 до 60 %).
Преимуществами его применения являются:
Дешевизна; эффективность; возможность внесения удобрений осенью, под следующий урожай; механизация процессов доставки и внесения удобрений в почву. Холодильная отрасль.
Аммиак используется в качестве холодильного агента. В настоящее время происходит модернизация холодильной отрасли, разрабатываются новые схемы, изыскиваются пути снижения аммиакоемкости уже имеющихся установок.
Проектируются системы автоматического контроля и защиты всего холодильного оборудования, и находятся способы снижения вредных выбросов в случае разгерметизации холодильных устройств.
Металлургия.Чаще всего используют при создании защитных сред (атмосфер). .
Химическое производство.Азотная кислота, изготовленная из нитрита водорода, применяется для создания красителей, искусственных волокон, взрывчатых веществ и пластмасс.
Медицина.В медицине широко используется нашатырный спирт на 10% состоящий из аммиака.
Нашатырь дают нюхать при обморочном и полуобморочном состоянии. С его помощью снимаются головные боли, тошнота и другие признаки, характерные для состояния сильного алкогольного опьянения. Протирание мест укуса насекомыми, ослабляет неприятные ощущения и зуд. Быт.
В домашних бытовых условиях так же применяется нашатырный спирт для мытья окон, серебряной и никелированной посуды. Вот, как то так =)..
Аммиак является газообразным веществом с резким неприятным запахом. Какими свойствами он обладает, и с какими веществами вступает в реакции?
Строение молекулы
Электронная формула аммиака выглядит следующим образом:
Рис. 1. Электронная формула аммиака.
Из четырех электронных пар при атоме азота – три общие и одна неподеленная. В образовании молекулы NH 3 участвуют три неспаренных p-электрона атома азота, электронные орбитали которых взаимно перпендикулярны, и 1s-электроны трех атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды: в углах треугольника находятся атомы водорода, а в вершине пирамиды – атом азота. Угол между связями H-N-H равен 107,78 градусов.
Физические свойства
Аммиак – газ не имеющий цвета с характерным резким запахом. Температура кипения аммиака – -33,4 градуса по Цельсию, плавления – -77,8 градусов.
Аммиак хорошо растворяется в воде (при 20 градусах в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор имеет плотность аммиака 0,91 г/см3.
Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом. При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.
Рис. 2. Нашатырный спирт.
Несколько хуже аммиак растворим в органических растворителях (спирт, ацетон, хлороформ, бензол). Аммиак хорошо растворяет многие азотосодержащие вещества.
Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения (при -50 градусах 145 кДж/кг, при 0 градусах 1260 кДж/кг, при 50 градусах 1056 кДж/кг).
Молярная масса и молекулярная масса аммиака равна 17
Химические свойства
В химическом отношении аммиак довольно активен. реакции, в которых участвует аммиак, сопровождаются либо изменением степени окисления азота, либо образованием особого вида ковалентной связи. Большая растворимость химического вещества в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами.
Аммиак способен реагировать со следующими веществами:
- при взаимодействии с кислотами аммиак нейтрализует их, образуя при этом соли аммония:
NH 3 +HCl=NH 4 Cl
- при взаимодействии с галогенами аммиак обычно окисляется до свободного азота:
8NH 3 +3Br 2 =N 2 +6NH 4 Br
- в смеси с кислородом аммиак горит зеленовато-желтым пламенем:
4NH 3 +3O 2 =6H 2 O+2N 2
- при нагревании аммиак восстанавливает оксид меди (II), а сам окисляется до свободного азота:
3CuO+2NH 3 =3Cu+N 2 +3H 2 O
– с помощью данной реакции можно получить кислород в лабораторных условиях.
Получение и применение
В лаборатории аммиак получают, нагревая хлоридом амония NH 4 Cl с гашеной известью Ca(OH) 2:
2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 =CaCl+2NH 3 +2H 2 O
– выделяющийся аммиак содержит пары воды.
В промышленности аммиак получают из азота и водорода. Реакция синтеза аммиака протекает с выделением тепла и уменьшением объема:
N 2 +3H 2 =2NH 3
Температура, необходимая для проведения синтеза аммиака, достигается путем предварительного подогрева азото-водородной смеси и за счет выделения реакционного тепла. Катализатором синтеза аммиака является губчатое железо, активированное некоторыми металлами. Сероводород, кислород, оксид и диоксид углерода, пары и другие смеси, содержащиеся в азото-водородной смеси, резко понижают активность катализатора. Синтез ведут при при температуре 500-550 градусов и давлении от 15 до 100 МПа.
Схема установки синтеза аммиака выглядит так:
Рис. 3. Схема производства аммиака.
Большая часть синтезируемого в промышленности аммиака используется для получения азотной кислоты и других азотосодержащих веществ. На легком сжижении и последующем испарении с поглощением теплоты основано его применение в холодильных установках.
Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах в качестве слабого легколетучего основания. Также водные растворы используют в медицине и быту.
Что мы узнали?
Изучение аммиака входит в обязательный школьный курс химии. Аммиак – химическое соединение, в состав которого входит азот и водород. Газ является бесцветным веществом с ярко выраженным запахом и вступает в реакции с кислотами, водой, галогенами, кислородом и другими сложными и простыми веществами.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.7 . Всего получено оценок: 121.