Nh3 h2so4 избыток уравнение реакции

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 :

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. 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.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

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.

Например , гидролиз нитрида кальция:

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:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

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.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

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.

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):

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):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

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:

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:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

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

Nh3 h2so4 избыток уравнение реакции

16 лет успешной работы в сфере подготовки к ЕГЭ и ОГЭ!

1602 поступивших (100%) в лучшие вузы Москвы

Подготовка к ЕГЭ, ОГЭ и предметным Олимпиадам в Москве

• home
• map
• mail

У Вас возникли вопросы?
Мы обязательно Вам перезвоним:

Данный видеоопыт по химии подробно рассказывает о взаимодействии таких веществ, как хлорид аммония, серная кислота и нитрат аммония.

Данный видеоопыт по химии показывает, как раствор аммиака реагирует с концентрированными кислотами (соляной, азотной и серной) с образованием аммонийных солей этих кислот.

В три стакана с концентрированным раствором аммиака добавляем в каждый соляную, азотную и серную кислоту.

При добавлении к раствору аммиака соляной кислоты образуется соль хлорид аммония в виде густого белого дыма:

Азотная кислота, вступая в реакцию с аммиаком во втором стакане, тоже образует соль, которая выделяется в виде белого дыма – это нитрат аммония:

В третьем стакане аммиак взаимодействует с серной кислотой с образованием белых кристаллов сульфата аммония:

Раствор аммиака в воде — это NH₄OH, поэтому он имеет щелочную реакцию. При взаимодействии NH₄ + с кислотами получается соль и вода (реакция нейтрализации).

Все соли аммония представляют собой твердые кристаллические вещества, которые хорошо растворяются воде и имеют все свойства солей, обусловленные наличием кислотных остатков. Например, взаимодействие хлорида аммония с серной кислотой и нитратом аммония с кислотой приводит к образованию соли аммония и кислоты:

Также аммонийные соли при нагревании могут реагировать со щелочами, выделяя аммиак.

Контрольная работа по химии Неметаллы 8 класс

Контрольная работа по химии Неметаллы с ответами для учащихся 8 класса. Контрольная работа состоит из 3 вариантов в каждом по 5 заданий.

1 вариант

1. Закончите уравнения реакций:

Какие из этих реакций имеют практическое значение.

2. Осуществите превращения:

Укажите условия протекания реакций.

3. Закончите уравнение реакции:

Расставьте коэффициенты с помощью электронного ба­ланса. Укажите окислитель и восстановитель.

4. Даны вещества: HBr, Na₂S, MnO₂ , Сl₂. Приведите че­тыре уравнения реакций между этими веществами.

5. Определите массу осадка, образующегося при взаимодействии 400 г 15,6%-ного раствора сульфида натрия с из­бытком нитрата свинца.

2 вариант

1. Закончите уравнения реакций:

а) SO₂ + O₂ (в присутствии катализатора) = … ;
б) NH₃ + HBr = … ;
в) O₂ + Р = … ;
г) H₂S + O_{2(избыток)} = … ;
д) KBr + Cl2 = … .

Какие из этих реакций имеют практическое значение?

2. Осуществите превращения:

Укажите условия протекания реакций.

3. Закончите уравнение реакции:

Расставьте коэффициенты с помощью электронного ба­ланса. Укажите окислитель и восстановитель.

4. Даны вещества: Н₂SO₄, CuO, Si, NaOH. Приведите че­тыре уравнения реакций между этими веществами.

5. Определите массу 19,6%-ного раствора серной кисло­ты, которая потребуется для получения 11,65 г сульфата бария.

3 вариант

1. Закончите уравнения реакций:

Какие из этих реакций имеют практическое значение?

2. Осуществите превращения:

Укажите условия протекания реакций.

3. Закончите уравнение реакции:

Расставьте коэффициенты с помощью электронного ба­ланса. Укажите окислитель и восстановитель.

4. Даны вещества: H₂S, SO₂, O₂, СаО. Приведите четыре уравнения реакций между этими веществами.

5. Через 243 г 10%-ного раствора бромоводорода пропус­тили 4,48 л (н.у.) хлора. Определи массу полученного брома.