Все соли аммония. Соли аммония – способы получения, использование в народном хозяйстве

Азот образует несколько соединений с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак - бесцветный газ с характерным резким запахом (запах «нашатырного спирта»).

В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид аммония с гашеной известью . Реакция выражается уравнением

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким натром).

Рис. 114. Прибор для демонстрации горения аммиака в кислороде.

Масса 1 л аммиака при нормальных условиях равна 0,77 г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

При охлаждении до аммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при .

Электронная структура и пространственное строение молекулы аммиака рассмотрены в § 43. В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями, что обусловливает сравнительно высокую температуру кипения аммиака , не соответствующую его малой молекулярной массе (17).

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит (масс.) и имеет плотность . Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит . С повышением температуры, растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств газообразного аммиака.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат , плавящийся при - . Известен также кристаллогидрат состава . В этих гидратах молекулы воды и аммиака соединены между собой водородными связями.

В химическом отношении аммиак довольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот имеет самую низкую степень окисленности . Поэтому аммиак обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток по трубке, вставленной в другую широкую трубку (рис. 114), по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

При других условиях аммиак может окисляться до оксида азота (см. § 143).

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомы водорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов.

При полном замещении водорода металлом образуются соединения, называемые нитридами. Некоторые из них, например нитриды кальция и магния, получаются при непосредственном взаимодействии азота с металлами при высокой температуре;

При соприкосновении с водой многие нитриды полностью гидролизуются с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуются амиды металлов. Так, пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия в виде бесцветных кристаллов:

Вода разлагает амид натрия;

Обладая сильными основными и водоотнимающими свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органических синтезах, например, в производстве красителя индиго и некоторых лекарственных препаратов.

Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при действии хлора на концентрированный раствор хлорида аммония получается нитрид хлора, или хлористый азот,

в виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости.

Подобными же свойствами обладает нитрид иода (иодистый азот), образующийся в виде черного, нерастворимого в воде порошка при действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывается от малейшего прикосновения; при этом выделяются пары иода фиолетового цвета.

С фтором азот образует устойчивый фторид азота .

Из данных табл. 6 (стр. 118) видно, что электроотрицательность хлора и пода меньше, а фтора больше, чем электроотрицательность азота. Отсюда следует, что в соединениях и степень окисленности азота равна -3, а в она равна . Поэтому фторид азота отличается по свойствам от нитридов хлора и иода. Например, при взаимодействии с водою или образуется аммиак, а в случае получается оксид азота (III);

Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную электронную пару:

Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторному способу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами.

Этим объясняется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступать в реакции присоединения.

Примеры сложных (комплексных) соединений, образуемых аммиаком в результате реакций присоединения, приведены в и 201, а также в гл. XVIII. Выше (стр. 124) уже было рассмотрено взаимодействие молекулы с ионом водорода, приводящее к образованию иона аммония :

В этой реакции аммиак служит акцептором протона и, следовательно, с точки зрения протонной теории кислот и оснований (стр. 237) проявляет свойства основания. Действительно, реагируя с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в растворе, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония. Например, с соляной кислотой получается хлорид аммония :

Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:

В результате концентрация ионов в растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака обладают щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматривают как результат диссоциации молекул .

Аммиак - слабое основание. При константа равновесия его ионизации (см. предыдущее уравнение) равна . В одномолярного водного раствора аммиака содержится всего лишь 0,0042 эквивалента ионов и ; такой раствор при имеет .

Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым своим свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия (ионы и имеют близкие размеры).

Поскольку водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, то соли аммония в растворах гидролизуются. Растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Гидролиз иона аммония обычно записывают в такой форме:

Однако правильнее рассматривать его как обратимый переход протона от иона аммония к молекуле воды:

При добавлении щелочи к водному раствору какой-либо соли аммония ионы связываются ионами ОН- в молекулы воды и равновесие гидролиза смещается вправо. Происходящий при этом процесс можно выразить уравнением:

При нагревании раствора аммиак улетучивается, в чем нетрудно убедиться по запаху. Таким образом, присутствие любой аммонийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью (реакция на аммония).

Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо. Соли аммония, анион которых не является окислителем или лишь в слабой степени проявляет окислительные свойства, распадаются обратимо. Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется - разлагается на аммиак и хлороводород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония:

При обратимом распаде солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак. Однако продукты разложения - аммиак и кислота, - будучи смешаны, вновь соединяются друг с другом. Примерами могут служить реакции распада сульфата аммония или фосфата аммония .

Соли аммония, анион которых проявляет более резко выраженные окислительные свойства, распадаются необратимо: протекает окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой аммония окисляется, а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад (§ 136) или разложение нитрата аммония:

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Как уже говорилось, аммиак даже при невысоком давлении легко превращается в жидкость. Поскольку при испарении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты (1,37 ), то жидкий аммиак используется в различных холодильных устройствах.

Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах как слабое легколетучее основание; их используют также в медицине и в быту. Но большая часть получаемого в промышленности аммиака идет на приготовление азотной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важнейшим из них относятся азотные удобрения, прежде всего сульфат и нитрат аммония и карбамид (стр. 427).

Сульфат аммония служит хорошим удобрением и производится в больших количествах.

Нитрат аммония тоже применяется в качестве удобрения; процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах или солях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы), применяемые для взрывных работ.

Хлорид аммония, или нашатырь, применяется в красильном деле, в ситцепечатании, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянии основано на том, что он способствует удалению с поверхности металла оксидных пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого металла с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. Последние, будучи более летучи, чем оксиды, удаляются с поверхности металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессы можно выразить такими уравнениями:

Первая из этих реакций является окислительно-восстановительной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо, восстанавливается аммиаком, который образуется при нагревании .

Жидкий аммиак и насыщенные им растворы аммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ таких удобрений является повышенное содержание в них азота.

Назад Вперёд

Внимание! Предварительный просмотр слайдов используется исключительно в ознакомительных целях и может не давать представления о всех возможностях презентации. Если вас заинтересовала данная работа, пожалуйста, загрузите полную версию.

Вид урока: урок с применением мультимедиа

Цели урока:

• Обучающие: Систематизировать знания учащихся о солях; формирование на межпредметном уровне системы знаний о солях аммония, имеющих огромное практическое значение.
• Развивающие: выработать практические навыки проведения качественных реакций на соли аммония; умение анализировать увиденное; развитие логического мышления; развитие познавательного интереса при выполнении теоретических и практических заданий.
• Воспитательные: Повышать познавательную деятельность и активность учащихся; воспитание умения работать в коллективе.

Оборудование и реактивы урока:

1. На столе учителя: раствор соляной кислоты HCl; гидроксид аммония NH 4 OH; хлорид аммония NH 4 Cl; хлорид натрия NaCl; вода H 2 O; лакмус; фенолфталеин; бихромат аммония (NH 4) 2 Cr 2 O 7 .

2. На столе учащихся: сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 ; серная кислота H 2 SO 4 ; хлорид бария BaCl; хлорид аммония NH 4 Cl; гидроксид натрия NaOH;

3.Интерактивная доска.

Основные вопросы:

• Определение солей аммония.
• Роль солей аммония в народном хозяйстве.
• Физические и химические свойства солей аммония.
• Получение солей аммония.
• Качественные реакции на соли аммония.

Основные понятия: Катион аммония, соли аммония.

Ход урока

1. Организационный момент

Учитель проверяет готовности к уроку, сообщает тему урока.

2. Проверка опорных знаний (10 мин)

На учительском столе стоят в стеклянной таре вещества (соли).

Учитель: В этой таре находится удивительное вещество. Когда то оно считалось "милостью божьей", символом благополучия.

:. Но оно может и погубить живое, из за него даже море может стать мертвым.

Вмести с этим трудно перечислить, где бы оно ни применялось.

Что же находится в этой склянке?

(Предполагаемый ответ соль.)

Какие вещества мы относим к солям?

Тренировочное упражнение:

Из перечисленных веществ выберите соли и назовите их:

KCl	NaOH	KOH	CO 2
H 2 SO 4	Ba(NO 3) 2	CuSO 4	MgO
NH 4 Cl	H 2 S	AgNO 3	(NH 4) 2 SO 4

Учитель: Какие необычные соли вам встретились?

В составе этих солей находится сложный катион - катион аммония.

Учитель просит класс сформулировать понятие соли аммония (соли, состоящие из катионов аммония и анионов кислотного остатка).

Учитель: Как вы думаете, где могут применяться эти соли? Почему?

Учащиеся: В сельском хозяйстве, так как содержат жизненно важный элемент для растений - азот.

Для всесторонней характеристики практического значения солей аммония целесообразно заслушать мини доклад учащихся.

3. Изучение нового материала (15 мин)

Учитель: Изучим физические и химические свойства солей аммония на практике.

Что общего в физических свойствах солей и солей аммония?

Учащиеся: твердые, белые, кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде, электролиты.

Учитель: Проверьте растворимость сульфата аммония на практике, запишите физические свойства в тетрадь (проведение эксперимента ).

Учитель: Рассмотрим химические свойства солей аммония.

Вспомним общие свойства солей:

(В тетради составляется опорный конспект).

А) диссоциация - запишем уравнения диссоциации солей

• Хлорида аммония
• Сульфата аммония

Б) Взаимодействие с кислотами

2 NH 4 Cl + H 2 SO 4 (NH 4) 2 SO 4 + 2 HCl

Выполнить опыт, указать признаки реакции (проведение эксперимента ).

В) Взаимодействие со щелочами.

В пробирку опускаем фенолфталеиновую бумагу и наблюдаем изменение окраски (проведение эксперимента )

Вывод: данная реакция является качественной на соли аммония

Г) Взаимодействие с солями

NH 4 Cl + AgNO 3 NH 4 NO 3 + AgCl

Учащиеся проделывают эксперимент, записывают уравнение реакции и сверяют их самостоятельно с уравнением на слайде (проведение эксперимента ).

Творческое задание: Определите, в какой из трех пробирок находится сульфат аммония. Запишите уравнения проделанных реакций (проведение эксперимента ).

Специфические свойства солей:

Д) Разложение солей аммония

Демонстрационный опыт: разложения бихромата аммония; хлорида аммония:

NH 4 Cl NH 3 + HCl

(NH 4) 2 Сr 2 О 7 N 2 + Сr 2 О 3 +4H 2 О

Е) Гидролиз солей аммония

NH 4 Cl + H 2 О NH 4 OH + HCl

Демонстрационный опыт.

Вывод: среда щелочная, лакмус - синий, фенолфталеин - малиновый.

Учитель: Вспомните, какими способами можно получить соли.

Учащиеся: При взаимодействии основания и кислоты; соли и соли; соли и кислоты.

Учитель демонстрирует опыты, учащиеся записывают опорный конспект при помощи слайда.

А) NH 4 OH + HCl NH 4 Cl + H 2 О

Б) (NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 BaSO 4 + 2 NH 4 Cl

В) (NH 4) 2 СO 3 + 2HCl 2 NH 4 Cl + H 2 О + СO 2

Вывод: при написании уравнений необходимо соблюдать условие необратимости химических реакций.

4. Закрепление пройденного материала (15 мин)

Упражнение № 1.

Выбрать и назвать соли аммония:

I вариант	II вариант
NaNO 3	BaCl 2

Взаимопроверка в парах.

Самопроверка.

NH 3 + HCl NH 4 Cl

2NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4) 2 SO 4в) 3

С серной кислотой взаимодействуют

Правильный ответ на слайде отмечен точками на рисунке, затем точки соединяются в улыбку.

Учащиеся сверяют свои ответы с образцом на экране, пытаются самостоятельно анализировать допущенные ошибки. Учитель корректирует ответы учащихся.

Упражнение № 4. (Игровое упражнение развивающее стремление ребят к поиску верного ответа, получив который можно будет открыть сейф).

"Золотой ключик"

Определите шифр сейфа.

Перечислите последовательность цифр (в порядке возрастания), определяющие свойства сульфата аммония.

Тест:

1. Растворяются в воде.
2. Не электролиты.
3. Белое кристаллическое вещество.
4. Пахнет аммиаком.
5. Реагирует с хлоридом бария.
6. Реагирует с гидроксидом кальция.
7. При нагревании разлагается.
8. НЕ ЗНАЮ СЛОВА
9. реагирует с ортофосфорной кислотой.
10. Реагирует с НЕЗНАЮ НАЗВАНИЯ

Ответ: 1345678

Учитель предлагает записать ребятам возможные уравнения реакций.

5. Домашнее задание

Творческое задание: Соль белого цвета, растворима в воде, с нитратом серебра образует белый творожистый осадок, при горении которого образуется азот. Назовите соль, напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном виде.

6. Выводы урока (3мин)

Завершение урока в интересной творческой форме подарит хорошее настроение каждому ребенку, и повысит качество усвоения материала изученного на уроке.

Составление синквэйн (интересное не рифмированное стихотворение, которое требует информации в катких выражениях, что позволяет описать увиденное и услышанное):

Учащиеся пишут синквэйн, работая в парах, пользуясь учебником и опорным конспектом.

• Соли аммония
• Полезные, важные
• Превращают пустыни в оазисы
• Реагируют как все соли с солями, кислотами и щелочами
• Разлагаются, в сельском хозяйстве применяются.

7. Подводя итоги урока, учитель приводит слова: "Мыслящий ум не чувствует себя счастливым, пока ему не удастся связать во едино разрозненные факты" (Хевелси).

Селитра – природные нитраты – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали , которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка »).

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной ):

KNO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HNO 3

Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры

Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K 2 CO 3 образуется чистая калийная селитра . Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налёта на стенах конюшен или из селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.

При прокаливании смеси селитры NaNO 3 ,железного купороса FeSO 4 ∙7H 2 O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO 4) 2 ∙12H 2 O и нашатыря NH 4 Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — . Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода » или «царская водка ». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов и одного объёма азотной . В царской водке без труда растворяется даже платина.

Азот независимо друг от друга открыли в конце XVIII в. несколько учёных. Английский исследователь Генри Кавендиш получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор для поглощения образовавшегося .

Генри Кавендиш

Соотечественник Кавендиша Джозеф Пристли описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, — «флогистированного воздуха», — наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде.

Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд , также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, 1772 г., опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.

В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосферного воздуха определил А.Л.Лавуазье, по предложению которого новый элемент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое» («жизнь») и приставки «а»- («не-») и означает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское низвание азота – Nitrogenium – переводится как «образующий селитру».

Редко встречаются минералы, которые содержат азот, например чилийская селитра NaNO 3 , залежи которой тянутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше 3600 км. В конце XIX в. добыча ее составляла примерно 0,5 тонн в год. Не случайно у предпринимателей и ученых возникали опасения в том, что скоро ее запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разработке технологий по связыванию азота воздуха.

В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре – 196 0 С азот испаряется.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH 4 NO 2 при нагревании:

NH 4 NO 2 = N 2 + H 2 O

Физические свойства

Жидкий азот

Азот – газ без цвета, вкуса и запаха (t пл = -210 0 С, t кип = -196 0 С), мало растворимый в воде. Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N 2 , в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом вступает в химические реакции, не поддерживает горение и дыхание.

Характерные степени окисления:

— 3 0 +1 +2 +3 +4 +5

NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

Химические свойства

В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.

Азот взаимодействует как окислитель :

N 2 + 3Ca = Ca 3 N 2

Азот взаимодействует как восстановитель :

N 2 + F 2 = 2NF 3

Применение

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, .

Аммиак

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В одном литре воды при температуре 20 0 С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH 3 способен присоединять ион водорода Н + . Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, аммиак обладает основными свойствами:

• взаимодействие аммиака с водой:

NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH —

• взаимодействие с галогеноводородами:

NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl

• взаимодействие с (в результате образуются средние и кислые соли):

NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 3 PO 4 ; (NH 4) 2 HPO 4 ; (NH 4)H 2 PO 4

• аммиак взаимодействует с некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:

CuSO 4 + 4NH 3 = SO 4 Сульфат тетрааммин меди (II)

AgCl + 2NH 3 = Cl Хлорид диамин серебра (I)

Окислительно – восстановительные свойства

В молекуле аммиака азот имеет степень окисления – 3, поэтому в окислительно – восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.

• аммиак восстанавливает некоторые из их :

2NH 3 + 3CuO = N 2 + 3Cu + 3H 2 O

• аммиак окисляется без катализатора до азота:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

• аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Соли аммония

Хлорид аммония

При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с образуются соли аммония :

Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют . К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:

(NH 4) 2 SO 4 = NH 3 + NH 4 HSO 4

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

NH 4 Cl = NH 3 + HCl

Реакция взаимодействия солей аммония со является качественной реакцией на катион аммония NH 4 + :

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O

Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.

Применение аммиака и солей аммония

Скачать рефераты по другим темам можно

Тема 2 9 класс

Урок 34

Тема урока: Соли аммония.

Цели урока: образовательные – изучить состав солей аммония, повторить общие химические свойства солей на примере солей аммония, раскрыть специфические свойства этих солей, обусловленные ионом аммония; изучить практическое применение солей аммония; углубить основные химические понятия: вещество, химическая реакция; изучить практическое значение солей аммония.

развивающие – развивать у учащихся умение сравнивать, анализировать и применять информацию из других областей знаний, развивать коммуникативные способности, умение предъявлять результаты групповой деятельности;

воспитательные – способствовать воспитанию экологической грамотности у учащихся, активной жизненной позиции.

Тип урока: изучение нового материала.

Методы обучения: частично-поисковый, наглядный, Формы организации познавательной деятельности: групповая, фронтальная, практическая.

Технические средства обучения: компьютер, проектор, экран

Методы работы: самостоятельная работа с учебником, работа в парах.

Оборудование и реактивы: растворы - хлорида бария, гидроксида натрия, соляная кислота, карбонат аммония, хлорид аммония, сульфат аммония стакан с водой; гидроксид аммония, азотная кислота, сульфат аммония, хлорид аммония, карбонат аммония, нитрат серебра, нитрат калия, соляная кислота, гидроксид натрия;

пробирки, штатив для пробирок, спиртовка, ватка, пробиркодержатель, фенолфталеиновая бумажка.

ХОД УРОКА: 1.Организационная часть урока.

2. Проверка знаний учащихся.

Вопросы и задания опроса.

1.Задача: К 400г раствора с массовой долей хлорида аммония 8% прибавили избыток гидроксида кальция. Определите объём выделившегося газа».

2. Вопросы: 1.Строение молекулы аммиака.

2.Перечислите физические свойства аммиака.

3.Химические свойства аммиака.

4. Перечислите области применения аммиака.

3. Задание «третий лишний»

К 3 РО 4 , HCL , H 2 SO 4

Ba (OH) 2, NaNO 3 , NaOH

K 2 O, CO 2 , MgSO 4

4.Тест (1 вариант – азот, 2 вариант – аммиак)

1.Газообразный при обычных условиях

2.Не имеет запаха

3.Бесцветный

4.В воде малорастворим

5.Степень окисления азота -3

6.В воздухе не горит

7.Горит в кислороде

8.Взаимодействует с кислотами с образованием солей

9.В молекуле между атомами ковалентная полярная связь

10.Взаимоотношение с водородом в присутствии катализатора

11.Он является важнейшим биогенным элементом.

12.Водный раствор имеет щелочную среду

13.Он проявляет преимущественно восстановительные свойства

14.10%-ный раствор его называется нашатырным спиртом

(Обмениваемся тетрадями, проверяем).

1, 2, 3, 4, 6, 10, 11, 13

1, 3, 5, 7, 8, 9, 12, 13

3. Изучение программного материала.

1. Соли аммония - это сложные вещества, содержащие в своем составе ионы аммония, соединённые с кислотными остатками.

Аммония соли - соли, содержащие одновалентный ион аммония NH 4 + ; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли Аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли Аммония проявляют общие свойства солей. При действии щелочи выделяется газообразный NH 3 . Все соли Аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH 3 или NH 4 OH с кислотами. Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH 4 NO 3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ - аммонитов, сульфат аммония (NH 4 ) 2 SO 4 применяется как дешевое азотное удобрение, бикарбонат аммония NH4HCO 3 и карбонат аммония (NH 4 ) 2 СО 3 применяют в пищевой промышленности, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине; хлорид аммония (нашатырь) NH 4 Cl применяется в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

2. Общая формула солей аммония.

NH 4 R; (NH 4) n R , где R - кислотный остаток.

В NH 4 CL есть катион аммония

3. Физические свойства солей аммония.

Соли аммония – твердые, кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде.

4. Химические свойства солей аммония.

Свойства общие с другими солями

Специфические свойства

1.Сильные электролиты

NH 4 N О 3 = NH 4 + +N О 3 -

2.Реагируют с кислотами - реакция обмена

(NH 4) 2 СO 3 +2HCl =2NH 4 Cl +CO 2 +H 2 O

3.Реагируют с другими солями

(NH 4) 2 SO 4 +BaCl 2 =2NH 4 Cl +Ba SO 4

4.Подвергаются гидролизу

NH 4 Cl +H 2 O .

Это соль слабого основания и сильной кислоты. Цепочка рвется по слабому звену. Гидролиз идет по катиону аммония.

1.При высокой температуре разлагаются

а) если кислота летучая

NH 4 Cl= NH 3 +HCl

NH 4 HCO 3 → NH 3 + Н 2 O + CO 2

б) если кислота нелетучая

(NH 4) 2 SO 4 = ?

в) если кислота нелетучая и анион проявляет окислительные свойства

(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 Н 2 O

2.Реагируют с щелочами

NH 4 Cl +NaOH = NaCl + NH 3 + Н 2 O

Это качественная реакция на соли аммония.

3. С кислотами и солями (реакция обмена)

a) (NH4) 2 CO 3 + 2 НCl → 2NH 4 Cl + Н 2 O + CO 2

2NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2NH 4+ + 2Cl - + Н 2 O + CO 2

CO 3 2- + 2H + → Н 2 O + CO 2

б) (NH4) 2 SO 4 + Ba(NO3) 2 → BaSO 4 + 2NH 4 NO 3

2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 - → BaSO 4 + 2NH 4 + + 2NO 3 -

Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4

4. Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) – среда кислая:

NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O → NH4OH + H+

5. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH 4 Cl → NH 4 + + Cl -

ВЫВОД:1) Соли аммония – это электролиты, которые диссоциируют на катион аммония NH 4 + и анионы кислотного остатка.
2) Они проявляют свойства:
а) Общие с солями- взаимодействуют с кислотами, солями, если образуется осадок или газ.
б) Специфические – взаимодействуют с щелочами с образованием аммиака, при нагревании разлагаются, хорошо растворимы в воде и являются электролитами, при гидролизе показывают кислотную среду или гидролиз идет полностью.
Это интересно:

Название «аммоний» предложил в 1808г. Гемфри Дэви. Латинское слово аммониум когда-то означало «соль из Аммонии». Аммония – область Ливии. Там находился храм египетского бога Аммона, по имени которого и называлась вся область. В Аммонии издавна получали аммонийные соли, сжигая верблюжий навоз. При распаде солей получался газ, который сейчас называют аммиактом. В 1787г. комиссия по химической номенклатуре дала газу имя «аммониак». Русский химик Захаров сократил это название до «аммиака».

Раствор аммиака в воде называют нашатырным спиртом. «Нашатырный» потому, что может быть получен из нашатыря NH 4 Cl . Но почему спирт? Латинское спиритус означает «дух», «душа». Очевидно, неизвестный нам химик, растворивший в воде полученный из нашатыря аммиак, назвал остро пахнущую жидкость «душой нашатыря».

Название «нитраты» происходит от названия г.Нитрии в Верхнем Египте, где впервые был найден минерал NH 4 NO 3.

4.Способы получения солей аммония.

1. Соли аммония получают при взаимодействии аммиака с кислотами.

2. При взаимодействии аммиачной воды с кислотами.

5. Важнейшие области применения солей аммония.

Как удобрение

Для производства взрывчатых веществ

Гидрокарбонат аммония и карбонат аммония в пищевой промышленности в качестве разрыхлителя теста.

При покраске тканей в текстильной промышленности

В производстве витаминов

В медицине

При пайке

В сухих батареях

При выделке кожи

В пиротехнике

Выводы:

Соли аммония образованы катионами аммония и анионами кислотных остатков

По физическим свойствам они похожи на соли щелочных металлов, особенно калия

Качественная реакция на катион аммония – взаимодействие со щелочами при нагревании, выделяющийся газ имеет характерный запах и окрашивает фенолфталеиновую бумажку в малиновый цвет.

4. Закрепление изученного материала

Закрепление изученного материала можно провести в форме дифференцированной индивидуальной самостоятельной работы обучающихся по вариантам.

ВАРИАНТ 1

Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, происходящих между веществами:
-хлоридом аммония и нитратом серебра;

Карбонатом аммония и соляной кислотой;

Нитратом аммония и гидроксидом натрия.

ВАРИАНТ 2
Допишите уравнения реакций в полной и сокращенной ионной форме:
(NH 4) 2 SO 4 + ? → NH 4 CI + BaSO 4 ↓

NH 4 CI + ? → ? + ? + NH 3

(NH 4) 2 S + HCI → ? + ?

ВАРИАНТ 3
Напишите полные и сокращенные ионные уравнения реакций, происходящих между следующими парами веществ:
-соль аммония и другая соль;

Соль аммония и щелочь;

Соль аммония и кислота.

5.Домашнее задание: § 26,упр 1-4 (письменно)

Аммоний - одно из многочисленных соединений азота. Его соли обладают рядом интересных свойств и находят практическое применение во многих областях человеческой деятельности. Исследованием свойств этого элемента занимается химия. Соли аммония изучаются в разделе исследования взаимодействий азота с другими химическими элементами.

Что такое аммоний

Чтобы узнать, что такое аммоний, следует более внимательно ознакомиться с принципом соединения азота и атомов углерода. Молекула аммиака записывается в виде NH 3. Атом азота связан своими ковалентными связями с тремя протонами. Вследствие внутренней структуры азота одна связь остается нераспределенной.

Поэтому NH 3 активно вступает в различные ковалентные связи с другими элементами, задействуя нераспределенную электронную пару. Если в соединение вступает ядро водорода, то образуется ион аммония. Схема реакции приведена ниже:

Как можно видеть, в данной реакции молекула аммиака является акцептором одного протона и тем самым ведет себя как основание. Аммоний в свободном виде не существует, так как практически мгновенно распадается на водород и аммиак. Соли аммония получаются в результате взаимодействия этого элемента с другими веществами. Как показывают практические опыты, аммоний вступает в различные соединения с кислотами, нейтрализуя их и образовывая соли аммония. Например, в случае вступления в реакцию с соляной кислотой происходит образование одной из солей этого элемента:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

В результате реакции получается хлорид соли аммония.

Взаимодействие с водой

Аммоний хорошо взаимодействует с водой. В итоге реакции получаются гидраты аммиака усиленной концентрацией ОН - . Химическая запись реакции:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + OH -

Поскольку количество ионов гидроксогруппы чрезвычайно велико, то водные растворы аммиака обладают щелочной реакцией. Однако по старой химической привычке водный раствор аммиака записывают, как NH 4 OH. Данное вещество называется гидроксидом аммония, а щелочную реакцию этого соединения рассматривают в виде диссоциации молекул, на которые раскладывается аммиак.

Соли аммония. Свойства и основные характеристики

Большая часть солей NH 4 практически бесцветны и довольно хорошо растворяются в воде. Данное соединение обладает многими свойствами металлов, поэтому и соли аммония ведут себя так же, как и соли различных металлов. Вот несколько примеров такого подобия:

Соли NH 4 являются хорошими электролитами. Они подвергаются гидролизу в различных растворах. Эту реакцию можно проследить на примере диссоциации хлорида аммония:

NH 4 Cl= NH 4 + + HCl -

Подвержены гидролизу. В результате получается реакция соли слабого основания и сильной кислоты :

Имеют ионную кристаллическую решетку, обладают электропроводимостью;

Не выдерживают высоких температур и распадаются на составляющие.

Необратимые и обратимые процессы

Распад солей аммония под воздействием температур может быть необратим, либо же представлять собой обратимый процесс. Если анион соли проявляет несильные свойства окислителя, соли распадается обратимо. Классическим примером такой реакции является хлорид аммония: при повышении температуры реакции он в конце концов распадается на собственные исходные элементы - хлористый водород, а также аммиак. Если стенки сосуда не прогревать, на них появляется налет. Так генерируется хлорид аммония.

Другие соли этого элемента, анион в которых имеет ярко выраженные свойства окислителя, распадаются безвозвратно. Стандартным примером такой реакции может служить распад нитрата аммония, который выглядит следующим образом:

NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O

Поскольку один из продуктов взаимодействия покидает ее поле, реакция прекращается.

Применение аммиака и солей аммония

Весомая доля аммиака, добываемого промышленным путем, идет на применение его в установках для заморозки и охлаждения. Находят соли аммония применение в повседневной жизни и в медицине. Но подавляющая часть аммиака идет на изготовление азотной кислоты и разнообразных азотсодержащих соединений, прежде всего, различных минеральных удобрений.

Азотистые удобрения

Наиболее известные соли производной азота, применение которых в хозяйственной деятельности крайне важно - это сульфат аммония, нитрат аммония, хлорид аммония. Азот - необходимая составляющая часть белков. Этот элемент является обязательным для существования любого живого организма. Растения извлекают азот из плодородного грунта, где этот элемент находится преимущественно в связанном виде. Обычно азот встречается, как соли аммония и соединения азотной кислоты. Растворяясь во влажной почве, эти неорганические соединения попадают в организмы растений и перерабатываются ими в различные белки и аминокислоты. Животные и люди не могут усваивать азот ни в свободном виде, ни в качестве его простых соединений. Для питания и роста им необходим белок, составной частью которого обязательно является азот. Только при участии растений мы получаем столь необходимый нам элемент для жизни и здоровья.

Почвы в естественной среде содержат незначительное количество азота. После сбора каждого урожая вместе с растениями уносится и то малое количество азота, которое прежде находилось в земле. Чтобы ускорить процесс регенерации почвы, и применяются азотистые удобрения.

Сульфат аммония. Формула этого соединения - (NH4) 2 SO 4. Эта соль аммония служит основой для множества удобрений.

Нитрат аммония. Формула этого вещества - NH 4 NO 3 . Это также известное удобрение, которое хорошо усваивается растениями. Кроме сельскохозяйственного применения, нитрат аммония используется в военной и горнодобывающей отрасли - на его основе изготавливаются взрывчатые смеси (аммоналы), применяемые для подрывных работ.

Нашатырь

Хлорид аммония. Хорошо известен, как нашатырь. Его химическая формула - NH 4 Cl. Это соединение хорошо известно в производстве лакокрасочной продукции, в текстильном деле, используется нашатырь и в гальванических элементах. Хорошо известен хлорид аммония пайщикам и лудильщикам. В своей работе они часто задействуют хлористые соли аммония. Применение этого вещества помогает удалить с поверхности металлов тончайшие оксидные пленки. Прикосновение разогретого металла к нашатырю вызывает соответствующую реакцию оксидов - они либо переходят в хлориды, либо восстанавливаются. Хлориды быстро улетучиваются с поверхности металла. Процесс реакции для меди может быть записан следующим образом:

4CuO + 2 NH 4 Cl = 3Cu + 2CuCl 2 + N 2 +4H 2 O.

Аммиак в жидком виде и крепкие растворы солей аммония также применяются в качестве азотных удобрений - содержание азота в них выше, чем в твердых удобрениях, и усваивается растениями он лучше.