Практическая работа № 3 стр. 74 Получение аммиака и опыты с ним. Ознакомление со свойствами водного раствора аммиака.

Основное и возбужденное состояние азота

При возбуждении атома фосфора электроны на s-подуровне распариваются и переходят на p-подуровень. Однако с азотом ситуация иная. Поскольку азот находится во втором периоде, то
3ий уровень у него отсутствует, а значит распаривание электронов на s-подуровне невозможно — возбужденное состояние у азота отсутствует.

Сравнивая возможности перемещения электронов у азота и фосфора, разница становится очевидна.

Получение аммиака и растворение его в воде

Действия

: Насыпаем смесь

в пробирку. Закрываем газоотводной трубкой, конец которой направлен вверх. Нагреваем смесь.

Наблюдения

: Ощущается запах аммиака.

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак можно получить, нагревая смесь соли аммония и щелочи. б)

Действия

: Через некоторое время пробирку с аммиаком, не переворачивая, закрываем пробкой, затем опускаем в кристаллизатор с водой и открываем пробку.

Наблюдения

: Вода заполняет пробирку.

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак очень хорошо растворим, образует

Действия

: В полученный раствор помещаем красную лакмусовую бумажку. Добавляем к раствору фенолфталеин.

Наблюдения

: Бумажка синеет; раствор с фенолфталеином розовый.

Уравнения реакции:Выводы:

Гидроксид аммония обладает основными кислотными свойствами.

Горение аммиака в кислороде

Действия

: Нагреваем смесь

затем поджигаем с помощью лучинки газ, выходящий из газоотводной трубки.

Наблюдения

: Газ горит ярким пламенем.

Уравнения реакции:Выводы:

В результате горения аммиака образуется азот и вода. Аммиак обладает восстановительными свойствами.

Взаимодействия аммиака с кислотами

Действия

: Пробирку со смесью нагреваем. Газоотводную трубку последовательно вводим в пробирки с концентрированными кислотами

не касаясь поверхности кислот.

Наблюдения

: Появляется «белый дым».

Уравнения реакции:Выводы:

Аммиак реагирует с кислотами, проявляя основ. св-ва.

Свойства водного раствора аммиака

Действия

: Вводный раствор аммиака опускаем красную лакмусовую бумажку.

Наблюдения:

Бумажка синеет.

Уравнения реакции:Выводы:

Водный р-р аммиака обладает основными свойствами. б)

Действия

: К водному р-ру аммиака добавляем фенолфталеин

Наблюдения

: Раствор розовый.

Уравнения реакции:Выводы:

В растворе аммиака присутствуют ионы

Действия

: Добавляем разбавленную соляную кислоту.

Наблюдения

: Раствор обесцвечивается.

Уравнения реакции:Выводы

: Водный раствор аммиака имеет основные свойства.

Аммиак

Бесцветный газ с резким едким запахом, раздражающим слизистые оболочки. Раствор концентрацией 10% аммиака применяется в медицинских целях,
называется нашатырным спиртом.

Получение

В промышленности аммиак получают прямым взаимодействием азота и водорода.

N2 H2 ⇄ (t, p) NH3

В лабораторных условиях сильными щелочами действуют на соли аммония.

NH4Cl NaOH → NH3 NaCl H2O

Химические свойства

Аммиак проявляет основные свойства, окрашивает лакмусовую бумажку в синий цвет.

Аммиак — урок. химия, 9 класс.

Аммиак, химические свойства, получение

Общая характеристика элементов va группы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств.
Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизация, сродство к электрону.

Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, сурьма — полуметалл, висмут — металл.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns2np3:

• N — 2s²2p³
• P — 3s²3p³
• As — 4s²4p³
• Sb — 5s²5p³
• Bi — 6s²6p³

Оксид азота i — n2o

Закись азота, веселящий газ — N2O — обладает опьяняющим эффектом. Несолеобразующий оксид. При н.у. является бесцветным газом с приятным
сладковатым запахом и привкусом. В медицине применяется в больших концентрациях для ингаляционного наркоза.

Получают N2O разложением нитрата аммония при нагревании:

NH4NO3 → N2O H2O

Оксид азота I разлагается на азот и кислород:

N2O → (t) N2 O2

Оксид азота ii — no

Окись азота — NO. Несолеобразующий оксид. При н.у. бесцветный газ, на воздухе быстро окисляется до оксида азота IV.

Получение

В промышленных масштабах оксид азота II получают при каталитическом окислении аммиака.

NH3 O2 → (t, кат) NO H2O

В лабораторных условиях — в ходе реакции малоактивных металлов с разбавленной азотной кислотой.

Cu HNO3(разб.) → Cu(NO3)2 NO H2O

Химические свойства

На воздухе быстро окисляется с образованием бурого газа — оксида азота IV — NO2.

NO O2 → NO2

Оксид азота iii — n2o3

При н.у. жидкость синего цвета, в газообразной форме бесцветен. Высокотоксичный, приводит к тяжелым ожогам кожи.

Получение

Получают N2O3 в две стадии: сначала реакцией оксида мышьяка III с азотной кислотой (две реакции, в которых образуется смесь оксидов азота), затем
охлаждением полученной смеси газов до температуры — 36 °C.

As2O3 HNO3 H2O → H3AsO4 NO↑

As2O3 HNO3 H2O → H3AsO4 NO2↑

При охлаждении газов образуется оксид азота III.

NO NO2 → N2O3

Химические свойства

Является кислотным оксидом. соответствует азотистой кислоте — HNO2, соли которой называются нитриты (NO2-).
Реагирует с водой, основаниями.

H2O N2O3 → HNO2

NaOH N2O3 → NaNO2 H2O

Оксид азота iv — no2

Бурый газ, имеет острый запах. Ядовит.

Получение

В лабораторных условиях данный оксид получают в ходе реакции меди с концентрированной азотной кислотой. Также NO2 выделяется при
разложении нитратов.

Cu HNO3(конц) → Cu(NO3)2 NO2 H2O

Cu(NO3)2 → (t) CuO NO2 O2

Pb(NO3)2 → (t) PbO NO2 O2

Химические свойства

Проявляет высокую химическую активность, кислотный оксид.

• Окислительные свойства

Как окислитель NO₂ ведет себя в реакциях с фосфором, углеродом и серой, которые сгорают в нем.

NO₂ C → CO₂ N₂

NO₂ P → P₂O₅ N₂

Окисляет SO₂ в SO₃ — на этой реакции основана одна из стадий получения серной кислоты.

SO₂ NO₂ → SO₃ NO

• Реакции с водой и щелочами

Оксид азота IV соответствует сразу двум кислотам — азотистой HNO₂ и азотной HNO₃. Реакции с
водой и щелочами протекают по одной схеме.

NO₂ H₂O → HNO₃ HNO₂

NO₂ LiOH → LiNO₃ LiNO₂ H₂O

Если растворение в воде оксида проводить в избытке кислорода, образуется азотная кислота.

NO₂ H₂O O₂ → HNO₃

Природные соединения

В природе азот встречается в виде следующих соединений:

• Воздух — во вдыхаемом нами воздухе содержится 78% азота
• Азот входит в состав нуклеиновых кислот, белков
• KNO₃ — индийская селитра, калиевая селитра
• NaNO₃ — чилийская селитра, натриевая селитра
• NH₄NO₃ — аммиачная селитра (искусственный продукт, в природе не встречается)

Получение

В промышленности азот получают путем сжижения воздуха. В дальнейшем путем испарения из сжиженного воздуха получают азот.

Применяют и метод мембранного разделения, при котором через специальный фильтр из сжатого воздуха удаляют кислород.

В лаборатории методы не столь экзотичны. Чаще всего получают азот разложением нитрита аммония

NH4NO2 → (t) N2 H2O

Также азот можно получить путем восстановления азотной кислоты активными металлами.

HNO3(разб.) Zn → Zn(NO3)2 N2 H2O

Химические свойства

Азот восхищает — он принимает все возможные для себя степени окисления от -3 до 5.

• Реакция с металлами

Без нагревания азот взаимодействует только с литием. При нагревании реагирует и с другими металлами.

N₂ Li → Li₃N (нитрид лития)

N₂ Mg → (t) Mg₃N₂

N₂ Al → (t) AlN

• Реакция с неметаллами

Важное практическое значение имеет синтез аммиака, который применяется в дальнейшим при изготовлении удобрений, красителей, лекарств.

N₂ H₂ ⇄ (t, p) NH₃

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.

Соли аммония

Получение

NH3 H2SO4 → NH4HSO4 (гидросульфат аммония, избыток кислоты)

3NH3 H3PO4 → (NH4)3PO4

Химические свойства

Помните, что по правилам общей химии, если по итогам реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется вода — реакция идет.

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