Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
1 слайд
АММИАК, СОЛИ АММОНИЯ. К УРОКУ ХИМИИ В 9 КЛАССЕ МАОУ СОШ №1 г. СЕВЕРОУРАЛЬСКА учитель химии Наседкина Л.В.
2 слайд
Строение молекулы аммиака Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине; Атом азота образует с тремя атомами водорода три ковалентные полярные связи по обменному механизму за счет трех неспаренных электронов; У атома азота имеется одна электронная пара, за счет которой может быть образована одна связь по донорно-акцепторному механизму
3 слайд
Химические свойства аммиака Уравнения химических реакций взаимодействия : аммиака с водой, газообразного аммиака с газообразным хлороводородом, раствора аммиака с растворами кислот, Раствора аммиака с растворами солей – хлоридом алюминия и хлоридом цинка – реакции обмена, Раствора аммиака с раствором сульфата меди (II) – реакция обмена и комплексообразования .
4 слайд
Аммиак − слабое основание Аммиак − это слабое основание, водные растворы аммиака имеют слабощелочную среду и окрашивают растворы индикатора: лакмуса – в синий цвет; метилового оранжевого – в желтый цвет; фенолфталеина – в малиновый цвет NH3 + H2O ⇌ NH3•H3O ⇌ NH4OH ⇌ NH41+ + OH1− гидрат аммиака гидроксид аммония Водный раствор аммиака – слабое основание Механизм образования катиона аммония: Электронная пара атома азота (донор) NH3 взаимодействует с вакантной электронной орбиталью протона водорода □H1+ (акцептор): : NH3 + □H1+→ [NH4]1+ :
5 слайд
Взаимодействие аммиака с хлороводородом и раствором соляной кислоты : 2. При взаимодействии: а) газообразного аммиака с газообразным хлороводородом образуется твердый мелкокристаллический хлорид аммония NH3(газ) + HCI(газ) → NH4CI (твердый хлорид аммония) б) раствора аммиака с раствором соляной кислоты происходит образование раствора хлорида аммония: NH3(раствор) + HCI(раствор) → NH4CI (раствор)
6 слайд
Взаимодействие раствора аммиака с растворами кислот : 3. Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония: а) с серной кислотой − сульфат или гидросульфат аммония: 2NH3 + H2SO4 →(NH4)2SO4 сульфат аммония NH3 + H2SO4 → NH4НSO4 гидросульфат аммония б) с азотной кислотой − нитрат аммония: NH3 + HNO3 → NH4NO3
7 слайд
Взаимодействие раствора аммиака с растворами солей 4. Аммиака или гидроксид аммония реагирует с растворами солей, образуя нерастворимые основания или нерастворимые амфотерные гидроксиды: а) 6NH3•Н2О + Al2(SO4)3 → 3(NH4)2SO4 + 2 Al(OH)3↓ гидроксид алюминия б) 2NH3•Н2О + Zn(NO3)2→ 2NH4NO3 + Zn(OH)2↓ гидроксид цинка
8 слайд
Взаимодействие аммиака с соединениями меди (II) и другими солями 5. Комлексообразование – молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения, благодаря своим электронодонорным свойствам. Введение избытка аммиака в растворы солей приводит к образованию их амминокомплексов: CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 − изменение окраски раствора с голубой на ярко-синюю Cu(ОН)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](ОН)2 – растворение осадка голубого цвета, образование прозрачного ярко-синего раствора Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2 − изменение окраски раствора с зеленой на сине-фиолетовую
9 слайд
Аммиак – сильный восстановитель : Так как в аммиаке атом N−3 находится в низшей степени окисления, то аммиак проявляет свойства сильного восстановителя
10 слайд
Свойства аммиака как восстановителя 1. Взаимодействие с галогенами: а) Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида: N–3H3 + 3F2 → N+3F3 + 3HF; б) Хлор окисляет аммиак до свободного азота: 2N–3H3 + 3Cl2 →N20 + 6HCl 8N–3H3 + 3Cl2 → N20 + 6N–3H4Cl (при избытке аммиака образуется не хлороводород, а хлорид аммония) в) Бром также окисляет аммиак до свободного азота: 2N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6HBr 8N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6N–3H4Br 2. Взаимодействие с кислородом: а) аммиак в кислороде горит зеленовато-желтым пламенем: 4N–3H3 + 3O2 → 2 N20 + 6H2O б) каталитическое окисление t°C, Pt 4N–3H3 + 5O2 → 4N+2O + 6H2O 3. Восстановление металлов из оксидов 2N–3H3 + 3Cu+2O = N20 + 3Cu0 + 3H2O
11 слайд
Методы получения аммиака Промышленные методы получения аммиака; Лабораторные методы получения аммиака и фосфина
12 слайд
Промышленный метод получения аммиака Прямое взаимодействие водорода и азота (процесс Габера): р=200 атм N2(г) + 3H2(г) ⇌ 2NH3(г) + 91,84 кДж 400°C, Fe Катализатор: пористое железо с примесями Al2O3, K2O
13 слайд
Лабораторные методы получения Аммиака Фосфина 1. Взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании: Ca(OH)2 + 2NH4Cl → → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ 2. Гидролиз нитридов металлов: Mg3N2 + 3H2О → → 3Mg(ОН)2↓ + 2NH3↑ 1. Взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью: 2P4 + 3Ca(OH)2 + 6H2O → 2PH3↑ + +3Ca(H2PO4)2 2. Гидролиз фосфидов металлов: Mg3P2 + 3H2О → → 3Mg(ОН)2↓ + 2PH3↑
14 слайд
СОЛИ АММОНИЯ : Все соли аммония при нагревании разлагаются; При этом возможны: 1) Не ОВР процессы – для галогенидов, сульфидов, карбонатов, сульфатов, фосфатов; 2) ОВР процессы – для сульфитов, нитратов, нитритов, бихроматов
15 слайд
Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение Термолиз(разложение) 1.1. Карбонат аммония 2NН3+ СО2 + Н2О → (NН4)2СО3 1.2. Гидрокарбонат аммония NН3 + СО2 + Н2О → NН4НСО3 1.3. Галогениды аммония NН3 + НHal → NН4Hal НHal = HF, HCl, HBr, HI 1.4. Сульфид аммония H2Sгаз + 2NH3р-р = (NH4)2Sр-р 1.5. Гидросульфид аммония H2Sгаз + NH3р-р = NH4НSр-р 1.1. Карбонат аммония t°C (NН4)2СО3 → 2NН3↑+ СО2↑ + Н2О 1.2. Гидрокарбонат аммония t°C NН4НСО3 → NН3↑+ СО2↑ + Н2О 1.3. Галогениды аммония t°C NН4Hal →NН3↑ + НHal↑ НHal = HF, HCl, HBr, HI 1.4. Сульфид аммония t°C (NH4)2S →2NН3↑ + H2S↑ 1.5. Гидросульфид аммония t°C NH4НS →NН3↑ + H2S↑
16 слайд
Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение Термолиз 1.6. Сульфат аммония 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 1.7. Гидросульфат аммония NH3 + H2SO4 → NH4НSO4 1.8. Гидрофосфат аммония 2NH3 + H3РO4 → (NH4)2НРO4 1.9. Дигидрофосфат аммония NH3 + H3РO4 → NH4Н2РO4 1.6. Сульфат аммония t°C (NH4)2SO4 → NН3↑ + NH4НSO4 1.7. Гидросульфат аммония t°C > 500°C NH4НSO4 → NН3↑ + SО3 + Н2О 1.8. Гидрофосфат аммония t°C (NH4)2НРO4 → NН3↑ + NH4Н2РO4 1.9. Дигидрофосфат аммония t°C NH4Н2РO4 → NН3↑ + Н3РO4
17 слайд
Получение и термолиз солей аммония (ОВР) Получение Термолиз 2.1. Нитрит аммония Поглощение смеси газообразных окислов NO и NO2 водным раствором аммиака 2NН3р-р+ NО2 + NO + H2O→ → 2NН4NО2 2.2. Нитрат аммония NН3 + НNО3 → NН4NО3 2.3. Бихромат аммония 2NН3 + H2O + CrO3 →(NН4)2Cr2O7 2.4. Сульфит аммония 2NН3р-р+ SО2 + H2O → (NH4)2SO3 2.1. Нитрит аммония t°C NН4NО2 → N2↑+ 2Н2О 2.2. Нитрат аммония t°C NН4NО3 → N2О↑+ 2Н2О 2.3. Бихромат аммония t°C (NН4)2Cr2O7 → → N2↑ + 4H2O↑ + Cr2O3 2.4. Сульфит аммония t°C 4(NH4)2SO3 → → 3(NH4)2SO4 + 2NН3↑ + H2S↑
18 слайд
Свойства солей аммония Все соли аммония при нагревании взаимодействуют со щелочами: Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ Все соли аммония гидролизуются по катиону
19 слайд
1. Гидролиз солей аммония, образованных сильными кислотами 1.1. Галогениды аммония (хлориды, бромиды, йодиды) NH4Cl → NH41+ + Cl1− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NH4Cl + Н2O NH4OH + HCl рН < 7, среда – кислотная; 1.2. Нитрат аммония NН4NО3 → NH41+ + NО31− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NН4NО3 + Н2O NH4OH + HNО3 рН < 7, среда – кислотная; 1.3. Сульфат аммония (NH4)2SO4 → 2NH41+ + SO42− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) (NH4)2SO4 + Н2O NH4OH + NH4НSO4 рН < 7, среда – кислотная
20 слайд
2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.1. Фторид аммония NH4F → NH41+ + F1− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) F1− + Н2O HF + OH1− (гидролиз по аниону) NH4F + Н2O NH4OH + HF рН ≈ 7, среда – нейтральная; 2.2. Нитрит аммония NН4NО2→ NH41+ + NО21− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NО21− + Н2O HNО2 + OH1− (гидролиз по аниону) NН4NО2 + Н2O NH4OH + HNО2 рН ≈ 7, среда – нейтральная
21 слайд
2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.3. Сульфид аммония (NH4)2S → 2NH41+ + S2− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) S2− + Н2O HS1− + OH1− (гидролиз по аниону) (NH4)2S + Н2O NH4OH + NH4НS рН ≥ 7, среда – слабощелочная; 2.4. Карбонат аммония (NН4)2СО3 → 2NH41+ + СО32− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) СО32− + Н2O HСО31− + OH1− (гидролиз по аниону) (NН4)2СО3 + Н2O NH4OH + NН4НСО3 рН ≥ 7, среда – слабощелочная
22 слайд
2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.5. Сульфит аммония (NH4) 2SO3 → 2NH41+ + SO32− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) SO32− + Н2O HSO31− + OH1− (гидролиз по аниону) (NH4) 2SO3 + H2O NH4OH + (NH4) НSO3 рН ≥ 7, среда – слабощелочная; 2.6. Гидросульфит аммония NH4НSO3 → NH41+ + НSO31− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) НSO31− + Н2O SО2↑ + H2O + OH1− (гидролиз по аниону) NH4НSO3 + H2O NH4OH + SО2↑ + H2O рН ≈ 7, среда – нейтральная;
23 слайд
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ О.С.Габриелян – учебник «ХИМИЯ 9» & 25,26.
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Презентация- наглядное сопровождение при изучении аммиака и его солей на уроках химии в 9 классе. Для меня компьютер - это мой рабочий инструмент на уроке, потому что я использую его при объяснении нового материала, при закреплении знаний, при повторении и при контроле ЗУН.И я не представляю себе современный урок без компьютера(моё сугубо личное мнение). В презентации показано строение аммиака, его физические и химические свойства,приведены уравнения характерных реакций. Отдельно - соли аммония, способы их получения, названия(номенклатура), характерные специфические свойства - разложение при нагревании(термолиз)
6 662 891 материал в базе
Настоящий материал опубликован пользователем Наседкина Людмила Владимировна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс профессиональной переподготовки
500/1000 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Курс профессиональной переподготовки
300 ч. — 1200 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Мини-курс
4 ч.
Мини-курс
6 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.