- Помогите с тестом!пожалуйста! реакция между хлоридом аммония и гидроксидом кальция идёт потому что: а)выпадает осадок б)выделяется газ-аммиак в)образуется соль г)реакция не идёт аммиак горит в кислороде в присутствии катализатора с образованием: а)азота б)оксид азота(||) в)оксид азота(|||) г)азотной кислоты степень окисления азота в молекуле аммиака: а)0 б) 3 в)-3 г) 5 нашатырь — это..: а)раствор аммиака в воде б)раствор аммиака в спирте в)хлорид аммония г)поваренная соль — знания.site
- Аммиак — урок. химия, 9 класс.
- Аммиак горит в кислороде без катализатора с образованием:
- Аммиак горит в кислороде без катализатора с образованием: 1) азота; 2) оксида азота(ii);…
- Какие вещества образуются когда аммиак горит в отсутствии катализатора ? запишите…
- Каталитическое горение аммиака |
- Сжигание аммиака и его каталитическое окисление кислородом
- Способы получения аммиака
- Строение молекулы и физические свойства
- Химические свойства
- Химические свойства аммиака
- Заключение
Помогите с тестом!пожалуйста! реакция между хлоридом аммония и гидроксидом кальция идёт потому что: а)выпадает осадок б)выделяется газ-аммиак в)образуется соль г)реакция не идёт аммиак горит в кислороде в присутствии катализатора с образованием: а)азота б)оксид азота(||) в)оксид азота(|||) г)азотной кислоты степень окисления азота в молекуле аммиака: а)0 б) 3 в)-3 г) 5 нашатырь — это..: а)раствор аммиака в воде б)раствор аммиака в спирте в)хлорид аммония г)поваренная соль — знания.site
1) б выделяется газ аммиак
2) а образование азота
3) в степень окисления равна -3
нашатырь — это раствор аммиака в спирте б
Аммиак — урок. химия, 9 класс.
Аммиак горит в кислороде без катализатора с образованием:
а) 2-2, 1 6-2 = 2 6-2, 1-2 (не овр)
б) 0, 0 = 3-1 (овр, т.к. изменяют свои степени окисления железо и хлор)
в) 1-2 1, 1-1 = 1-1, 1-2 (не овр)
г) 1-2, 0 = 0, 1-1 (овр, т.к. изменяют свои степени окисления йод и бром)
д) 2-2 = 1-2, 0 (овр, т.к. изменяют свои степени окисления медь и кислород)
е) 0, 0 = 6-1 (овр, т.к. изменяют свои степени окисления сера и фтор)
ж) 2 4-2 = 2-2, 4-2 (не овр)
з) 0, 0 = 3-2 (овр, т.е. изменяют свои степени окисления фосфор и кислород)
Аммиак горит в кислороде без катализатора с образованием: 1) азота; 2) оксида азота(ii);…
Аммиак горит в кислороде без катализатора с образованием: 1) азота; 2) оксида азота(II); 3) оксида азота(III); 4) азотной кислоты.
Какие вещества образуются когда аммиак горит в отсутствии катализатора ? запишите…
Какие вещества образуются когда аммиак горит в отсутствии катализатора ? Запишите уравнение реакции , определите окислители или восстановители .
Каталитическое горение аммиака |
— по своей сути является веществом, имеющим в составе окислительный дихромат-анион и и аммонийный катион восстановитель. Такие вещества, могут эффективно гореть без доступа воздуха, и поэтому зачастую применяются в качестве компонентов составов ракетного топлива или взрывчатых веществ. Сам по себе дихромат аммония разлагается по следующему уравнению:
•(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 4H2O N2
При протекании реакции объём реакционной массы сильно увеличивается, по причине образования высокопористого зеленого порошка оксида хрома III. Последний обладает отличными каталитическими свойствами. Это легко продемонстрировать, поместив горящий дихроматный вулканчик под стеклянный купол, наполненный газообразным аммиаком, который получают из нашатырного спирта и гидроокиси натрия, и собирают методом вытеснения воздуха. Аммиак поднимается вверх, так как он легче воздуха. При горении дихромата аммония в среде аммиака образующиеся брызги оксида хрома III раскаляются до красна, и на их поверхности происходит окисление аммиака по следующим уравнениям:
•4NH3 3O2 → 2N2 6H2O
•4NH3 5O2 → 4NO 6H2O
Сжигание аммиака и его каталитическое окисление кислородом
Окисление аммиака кислородом имеет определенные особенности. Существует два различных типа окисления: каталитический (с катализатором), быстрый (горение).
При горении происходит окислительно-восстановительная реакция, продуктами которой являются молекулярный азот и вода: 4NH3 2O2 = 2N2 6H2O (пламя желто-зеленое, горение начинается при 651 или 103,8 градусов по Фаренгейту, так как это температура самовоспламенения аммиака).
Каталитическое окисление кислорода также происходит при нагревании (около 800 ᵒC или 1472 ᵒF), но один из продуктов реакции отличается: 4NH₃ 5O₂ = 4NO 6H₂O (в присутствии платины или оксидов железа, марганца, хрома или кобальта в качестве катализатора продуктами окисления являются оксид азота (II) и вода).
Рассмотрим однородное окисление аммиака кислородом. Бесконтрольная однотипная оксидация участка газа аммиака — относительно медленная реакция. О ней не сообщается подробно, но нижний предел воспламеняемости аммиачно-воздушных смесей при 25 оС составляет около 15 % в интервале давлений 1-10 бар и уменьшается по мере повышения начальной температуры газовой смеси.
Если CNH~ — это молевая доля NH3 в смеси воздух-аммиак с температурой tmixed (OC), то из данных CNH = 0.15-0 следует, что предел воспламеняемости низкий. Поэтому разумно работать с достаточным запасом прочности ниже нижнего предела воспламеняемости, как правило, данные о смешивании аммиака с воздухом часто далеки от совершенства.
Способы получения аммиака
В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.
Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:
2NH4Cl Са(OH)2 → CaCl2 2NH3 2Н2O
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.
Видеоопытполучения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.
Еще один лабораторныйспособ получения аммиака – гидролиз нитридов.
Например, гидролиз нитрида кальция:
Ca3N2 6H2O → ЗСа(OH)2 2NH3
В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.
N2 3Н2 ⇄ 2NH3
Процесс проводят при температуре 500-550оС 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.
Строение молекулы и физические свойства
В молекуле аммиака NH3 атом азота соединен тремя одинарными ковалентнымиполярными связями с атомами водорода:
Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3о:
У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:
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.
Химические свойства
Рассмотрим контактное окисление аммиака до оксида азота. Типичные химические реакции с аммиаком без изменения степени окисления азота:
- Реакция с водой: NH₃ H₂O = NH₄OH = NH₄⁺ он⁻ (реакция обратима, так как гидроксид аммония NH₄OH — это нестойкое соединение).
- Реакция с кислотами с образованием нормальных и кислых солей: NH₃ HCl = NH₄Cl (нормальный хлорид аммония соли сформирован);NH₃ H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (в реакции аммиака с холодной концентрированной серной кислотой образуется кислотная соль гидросульфат аммония); 2NH₃ H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄.
- Реакции с солями тяжелых металлов с образованием комплексов: 2NH₃ AgCl = [Ag(NH₃)₂]Cl (сложные соединения серебра (I) хлоридные формы диамина).
- Реакция с haloalkanes: NH3 CH3Cl = [CH3NH3]Cl (формы гидрохлорида метиламмония – это замещенный ион аммония NH4=).
- Реакция со щелочными металлами: 2NH₃ 2K = 2KNH₂ H₂ (образуется амид калия KNH₂; азот не изменяет состояние окисления, хотя реакция окислительно-восстановительная). Реакции присоединения происходят в большинстве случаев без изменения состояния окисления (все вышеперечисленные, кроме последней, классифицируются данным типом).
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:
:NH3 H2O ⇄ NH4 OH–
Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.
Видеоопытрастворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.
2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.
Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):
NH3 H2SO4 → NH4HSO4
2NH3 H2SO4 → (NH4)2SO4
Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:
NH3 H2O CO2 → NH4HCO3
2NH3 H2O CO2 → (NH4)2CO3
Видеоопытвзаимодействия 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
Видеоопытвзаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.
3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.
Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):
FeSO4 2NH3 2H2O → Fe(OH)2 (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.
Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):
4NH3 CuCl2 → [Cu(NH3)4]Cl2
Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:
4NH3 Cu(OH)2 → [Cu(NH3)4](OH)2
5.Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:
4NH3 3O2 → 2N2 6H2O
Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:
4NH3 5O2 → 4NO 6H2O
6. За счет атомов водорода в степени окисления 1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.
Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:
2NH3 2Na → 2NaNH2 H2
Также возможно образование Na2NH, Na3N.
При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:
2NH3 2Al → 2AlN 3H2
7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.
Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:
2NH3 3Cl2 → N2 6HCl
Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:
2NH3 3H2O2 → N2 6H2O
Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.
Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:
2NH3 3CuO → 3Cu N2 3H2O
Заключение
Аммиак — популярное вещество, которое активно используется в промышленности. На сегодняшний день она занимает особое место в нашей жизни, так как большинство продуктов ее деятельности мы используем каждый день. Эта статья будет полезна для прочтения многим, кто захочет узнать о том, что нас окружает.
Источник
