какую среду имеет водный раствор аммиака
Какую среду (нейтральную, кислую или щелочную) образует раствор аммиака?
5. Химические свойства.
а) растворимость аммиака в воде.
Демонстрируем опыт: наполненную аммиаком пробирку опускаем в кристаллизатор с водой, в которую добавили немного фенолфталеина. Вода быстро заполняет пробирку, а раствор аммиака окрашивается в малиновый цвет.
Растворимость аммиака в воде очень велика- в 1 объеме воды растворяется 700 объемов аммиака. Почему аммиак хорошо растворяется в воде?
Учитель: какую среду имеет водный раствор аммиака?
Учитель: так какими же свойствами должен обладать водный раствор аммиака?
Какой вывод из этого мы можем с вами заключить?
Вывод: водный раствор аммиак является основанием.
Учитель: если водный раствор аммиака основание, то с какими веществами он будет взаимодействовать?
Учащиеся: с кислотами.
Демонстрируем опыт: «дым без огня», подносим друг к другу две стеклянные палочки, смоченные концентрированными растворами аммиака и соляной кислоты. Между этими палочками появляется обильный дым.
Напишите в полном и кратком ионном видах уравнения реакцию водного раствора аммиака с соляной кислотой.
Один ученик записывает уравнение реакций у доски, затем проверяем записи в своих тетрадях.
Учитель: какая соль образовалась и дать ей название?
Учащиеся дают название этой соли.
Образование катиона аммония при взаимодействии с кислотами идет по донорно- акцепторному механизму.
Обращаем внимание учащихся, что донором является азот, а акцептором- водород, т. к. у азота имеется свободная электронная пара, а у водорода свободная орбиталь.
В аммиаке азот имеет низшую с. о. (-3).
Так, чем же будет являться аммиак в окислительно-восстановительных реакциях?
Смотрим видеосюжет взаимодействие аммиака с кислородом (с катализатором и без него).
После просмотра видеосюжета прошу ребят написать уравнения реакций с кислородом, проставить с. о. и коэффициенты методом электронного баланса.
Правильность написание уравнений проверяем (слайд№ 7, 8)
Аммиак: получение и свойства
Аммиак
Строение молекулы и физические свойства
В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :
Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.
Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.
Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.
Химические свойства аммиака
1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:
Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.
В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.
NH3 + HCl → NH4Cl
Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2NH3 + 2Al → 2AlN + 3H2
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O
Cреда водных растворов веществ. Индикаторы
Материалы портала onx.distant.ru
Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы.
Среда водных растворов
[ Н + ] = [ ОН – ]
[ Н + ] > [ ОН – ]
[ Н + ] ОН – ]
Для характеристики кислотности среды используют водородный показатель рН. Он определяется, как отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода. В нейтральной среде рН равен 7, в кислой — меньше 7, в щелочной — больше 7.
| Кислая среда | Нейтральная среда | Щелочная среда |
| [Н + ] > [ОН – ] | [Н + ] = [ОН – ] | [Н + ] – ] |
| pH | pH = 7 | pH > 7 |
Индикаторы
Для определения среды раствора используют специальные вещества, которые изменяют цвет в зависимости от среды раствора: индикаторы. В зависимости от среды эти вещества могут переходить в разные формы с различной окраской.
Чаще всего используют следующие индикаторы: лакмус, метилоранж, фенолфталеин.
Окраска индикаторов в различных средах:
| Индикатор/среда | Кислая | Нейтральная | Щелочная |
| Лакмус | Красный | Фиолетовый | Синий |
| Метилоранж | Красный | Оранжевый | Желтый |
| Фенолфталеин | Бесцветный | Бесцветный | Малиновый |
Растворы кислот и оснований
Характер среды определяется процессами, которые происходят с веществами в растворе. Кислот, основания и соли в воде диссоциируют на ионы. Кислоты диссоциируют на катионы водорода H + и анионы кислотных остатков:
HA = H + + A –
Сильные кислоты диссоциируют в разбавленных растворах практически полностью, поэтому среда разбавленных растворов сильных кислот, как правило, сильно кислотная. Некоторые кислоты (слабые) диссоциируют частично, поэтому среда водных растворов слабых кислот — слабо кислая.
Основания диссоциируют на катионы металлов и гидроксид-анионы ОН – :
МеОH = Ме + + ОН –
Растворы солей
Попадая в воду, соли диссоциируют на катионы металлов (или ион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков.
Fe 3+ + HOH ↔ FeOH 2+ + H +
CH3COO — + HOH ↔ CH3COOH + OH —
В зависимости от состава соли водные растворы солей могут иметь кислую, нейтральную или щелочную среду.
Типы гидролиза солей в водных растворах:
| Катио н/анион | Катион сильного основания | Катион слабого основания |
| Анион сильной кислоты | Гидролиз не идет | Гидролиз по катиону |
| Анион слабой кислоты | Гидролиз по аниону | Гидролиз по катиону и аниону |
Среда водных растворов солей:
| Катио н/анион | Катион сильного основания | Катион слабого основания |
| Анион сильной кислоты | Нейтральная | Кислая |
| Анион слабой кислоты | Щелочна я | Нейтральная* |
* на практике среда водных растворов солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, определяется силой кислоты и основания
Тип гидролиза и среда водных растворов некоторых солей:
| Катио н/анион | Na + | NH4 + |
| Cl – | NаCl, гидролиз не идет, среда нейтральная | (NH4)2CO3 гидролиз по катиону, среда щелочная |
| CO3 2 – | Na2CO3, гидролиз по аниону, среда щелочна я | Na2CO3, гидролиз по катиону и аниону, среда определяется силой кислоты и основания |
Индикаторы будут по-разному окрашиваться в водных растворах таких солей, в зависимости от среды. Таким образом, с помощью индикаторов можно различить водные растворы некоторых солей.
Окраска лакмуса в водных растворах солей, в зависимости от строения соли:
| Катио н/анион | Катион сильного основания | Катион слабого основания |
| Анион сильной кислоты | Лакмус фиолетовый | Лакмус красный |
| Анион слабой кислоты | Лакмус синий | Окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания |
Окраска лакмуса в водных растворах некоторых солей:
| Катио н/анион | Na + | NH4 + |
| Cl – | NаCl, лакмус фиолетовый | (NH4)2CO3 лакмус красный |
| CO3 2 – | Na2CO3, лакмус синий | Na2CO3, окраска лакмуса зависит от силы кислоты и основания |
Добавить комментарий Отменить ответ
Этот сайт использует Akismet для борьбы со спамом. Узнайте, как обрабатываются ваши данные комментариев.
Урок №30. Аммиак. Физические и химические свойства. Получение и применение
Аммиак – NH 3
Строение молекулы
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 NH 3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды.
Получение аммиака
В лаборатории
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
В промышленности
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:
N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 кДж
катализатор – пористое железо
температура – 450 – 500 ˚С
давление – 25 – 30 МПа
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).
Химические свойства аммиака
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
N -3 → N 0 → N +2
NH 3 – сильный восстановитель
4NH 3 + 3O 2 = t = 2N 2 + 6H 2 О
2. Каталитическое окисление аммиака
4NH 3 + 5O 2 = t, кат. Pt – Rh = 4NO + 6H 2 O
3. С оксидами металлов
2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O
4. С сильными окислителями
2NH 3 + 3Cl 2 = t = N 2 + 6HCl
5. Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается
2NH 3 = t = N 2 + 3H 2
Реакции без изменения степени окисления атома азота
(NH 4 ) n А – соли аммония
NH 4 ОН – гидроксид аммония (правильная запись NH 3 •H 2 O )
1. С водой образуется аммиачная вода (нашатырный спирт), обладающий основными свойствами – фенолфталеин в таком растворе окрашивается в малиновый цвет, а красная лакмусовая бумага – в синий:
NH 3 +H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 – гидросульфат аммония
2NH 3 +H 2 SO 4 = (NH 4 ) 2 SO 4 – сульфат аммония
Применение аммиака
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.
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.