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.

Соли аммония - очень своеобразные. Все они легко разлагаются, причем некоторые самопроизвольно, например карбонат аммония:
(NH4)2CО3 = 2NH3 + Н2О + СО2 (реакция ускоряется при нагревании).
Другие соли, например хлорид аммония (нашатырь), возгоняются при нагревании, т. е. сначала разлагаются на аммиак и хлористый под действием нагревания, а при понижении температуры вновь на холодных частях сосуда образуется хлорид аммония:
нагревание
NH4Cl ⇄ NH3 + НСl
охлаждение
Нитрат аммония при нагревании разлагается на закись азота и воду. Эта реакция может происходить со взрывом:
NH4NО3 = N2О + Н2О
Нитрит аммония NH4NО2 разлагается при нагревании с образованием азота и воды, поэтому им пользуются в лаборатории для получения азота.
При действии на соли аммония щелочей выделяется аммиак:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2О
Выделение аммиака - характерный признак для распознавания солей аммония. Все соли аммония являются соединениями комплексного характера.

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Аммиак используется как сырье для получения азотной кислоты и ее солей, а также солей аммония, которые служат хорошими азотными удобрениями. Таким удобрением являются сульфат аммония (NH4)2SО4 и особенно нитрат аммония NH4NО3 или аммиачная селитра, в состав молекулы которой входят два атома азота: один аммиачный, другой нитратный. Растения вначале усваивают аммиачный , и затем нитратный. Этот вывод принадлежит основоположнику русской агрохимии акад. Д. Н. Прянишникову, посвятившему свои труды физиологии растений и обосновавшему значение минеральных удобрений в сельском хозяйстве.
Аммиак в виде нашатырного спирта применяется в медицине. Жидкий аммиак используется в холодильных установках. Хлорид аммония применяется для изготовления сухого гальванического элемента Лекланше. Смесь нитрата аммония с алюминием и углем, называемая аммоналом, является сильным взрывчатым веществом.
Карбонат аммония применяется в кондитерской промышленности как разрыхлитель теста.

■ 25. На каком свойстве карбоната аммония основано его использование для разрыхления теста?
26. Как обнаружить в составе соли ион аммония?
27. Как осуществить ряд превращений:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Кислородные соединения азота

Образует с кислородом несколько соединений, в которых проявляет различные степени окисления.
Существует закись азота N2О, или, как ее называют, «веселящий газ». В ней проявляет степень окисления + 1. В окиси азота NO азот проявляет степень окисления + 2, в азотистом ангидриде N2О3 - + 3, в двуокиси азота NО2 - +4, в пятиокиси азота, или азотном
ангидриде, N2О5 - +5.
Закись азота N2О - несолеобразующий окисел. Это газ, довольно хорошо растворимый в воде, но в реакцию с водой не вступающий. Закись азота в смеси с кислородом (80% N2O и 20% О2) производит наркотизирующее действие и применяется для так называемого газового наркоза, преимущество которого в том, что он не имеет длительного последействия.
Остальные азота сильно ядовиты. Ядовитое действие их сказывается обычно через несколько часов после вдыхания. Первая помощь состоит в приеме внутрь большого количества молока, вдыхании чистого кислорода, пострадавшему должен быть обеспечен покой.

■ 28. Перечислите возможные степени окисления азота и , отвечающие этим степеням окисления.
29. Какие меры первой помощи следует принимать при отравлениях окислами азота?

Наиболее интересными и важными окислами азота являются окись и двуокись азота, которые мы и будем изучать.
Окись азота NО образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах. В воздухе во время грозы наблюдается иногда образование окиси азота, но в очень небольших количествах. Окись азота бесцветный газ, не имеющий запаха. В воде окись азота нерастворима, поэтому ее можно собирать над водой в тех случаях, когда получение ведется лабораторным способом. В лаборатории окись азота получают из умеренно концентрированной азотной кислоты действием ее на :
HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О
В этом уравнении самостоятельно расставьте коэффициенты.
Окись азота можно получить и другими способами, например в пламени электрической дуги:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
В производстве азотной кислоты окись азота получают каталитическим окислением аммиака, о котором говорилось в § 68, стр. 235.
Окись азота является несолеобразующим окислом. Она легко окисляется кислородом воздуха и превращается при этом в двуокись азота NO2. Если окисление производить в стеклянном сосуде, бесцветная окись азота превращается в бурый газ - двуокись азота.

■ 30. При взаимодействии меди с азотной кислотой выделилось 5,6 л окиси азота. Рассчитайте, сколько прореагировало меди и сколько образовалось соли.

Двуокись азота NO2 - бурый газ с характерным запахом. Хорошо растворяется в воде, так как реагирует с водой по уравнению:
3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO
В присутствии кислорода можно получить только азотную кислоту:
4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3
Молекулы двуокиси азота NO2 довольно легко соединяются попарно и образуют четырехокись азота N2O4 - бесцветную жидкость, структурная формула которой

Этот процесс происходит на холоде. При нагревании четырехокись азота вновь переходит в двуокись.
Двуокись азота - кислотный окисел, так как может реагировать с щелочами, образуя соль и воду. Однако вследствие того, что атомы азота в модификации N2O4 имеют различное число валентных связей, при взаимодействии двуокиси азота со щелочью образуются две соли - нитрат и нитрит:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Получают двуокись азота, как уже говорилось выше, окислением окиси:
2NO + О2 = 2NO2
Кроме того, двуокись азота получают действием концентрированной азотной кислоты на :
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(конц.)
или лучше прокаливанием нитрата свинца:
2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перечислите способы получения двуокиси азота, приведя уравнения соответствующих реакций.

32. Изобразите схему строения атома азота в степени окисления +4 и объясните, каким должно быть его поведение в окислительно-восстановительных реакциях.
33. В концентрированную азотную кислоту поместили 32 г смеси меди и окиси меди. Содержание меди в смеси 20%. Какой объем какого газа при этом выделится. Сколько грамм-молекул соли при этом получается?

Азотистая кислота и нитриты

Азотистая кислота HNO2 - очень слабая неустойчивая кислота. Она существует лишь в разбавленных растворах ( а =6,3% в 0,1 н. растворе). Азотистая кислота легко разлагается с образованием окиси и двуокиси азота
2HNO2 = NO + NO2 + Н2O.
Степень окисления азота в азотистой кислоте +3. При такой степени окисления условно можно считать, что с внешнего слоя атома азота отдано 3 электрона и еще осталось 2 валентных электрона. В связи с этим для N+3 в окислительно-восстановительных реакциях существуют две возможности: он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от того, в какую среду-окислительную или восстановительную - попадает.
Соли азотистой кислоты называются нитритами. Действуя на нитриты серной кислотой, можно получить азотистую кислоту:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Нитриты представляют собой соли, довольно хорошо растворимые в воде. Как и сама азотистая кислота, нитриты могут проявлять окислительные свойства при реакции с восстановителями, например:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

Найти конечные продукты и расставить коэффициенты на основе электронного баланса попытайтесь самостоятельно.

Поскольку выделяющийся легко обнаружить с помощью крахмала, данная реакция может служить способом обнаружения даже незначительных количеств нитритов в питьевой воде, присутствие которых нежелательно из-за ядовитости. С другой стороны, нитритный азот может окисляться до N +5 под действием сильного окислителя.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Остальные продукты реакции найдите самостоятельно, составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.

■ 34. Закончите уравнение.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5 , Мn +2).
35. Перечислите свойства азотистой кислоты и нитритов.

Азотная кислота

HNO3 - сильный электролит. Это летучая жидкость. Чистая кипит при температуре 86°, не имеет цвета; плотность ее 1,53. В лаборатории обычно поступает 65% HNO3 с плотностью 1,40.
дымит на воздухе, так как ее пары, поднимаясь в воздух и соединяясь с парами воды, образуют капельки тумана. Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. Она имеет резкий запах, легко испаряется, поэтому переливать концентрированную азотную кислоту следует лишь под тягой. При попадании на кожу азотная кислота может причинить сильные ожоги. Небольшой ожог дает о себе знать характерным желтым пятном на коже. Сильные ожоги могут вызвать образование язв. При попадании на кожу азотной кислоты ее следует быстро смыть большим количеством воды, а затем нейтрализовать слабым раствором соды.

Концентрированная 96-98% азотная кислота поступает в лабораторию редко и при хранении довольно легко, особенно на свету разлагается по уравнению:
4HNO3 = 2Н2O + 4NO2 + O2
Она постоянно окрашена двуокисью азота в желтый цвет. Избыток двуокиси азота и постепенно улетучиваются из раствора, в растворе накапливается , а кислота продолжает разлагаться. В связи с этим концентрация азотной кислоты постепенно уменьшается. При концентрации 65% азотная кислота может сохраняться длительное время.
Азотная кислота является одним из сильнейших окислителей. Она реагирует почти со всеми металлами, но без выделения водорода. Ярко выраженные окислительные свойства азотной кислоты оказывают на некоторые ( , ) так называемое пассивирующее действие. Это особенно характерно для концентрированной кислоты. При ее воздействии на поверхности металла образуется очень плотная не растворимая в кислотах оксидная пленка, защищающая металл от дальнейшего воздействия кислоты. Металл становится «пассивным». .
Однако с большинством металлов азотная кислота реагирует. Во всех реакциях с металлами в азотной кислоте восстанавливается азот и тем полнее, чем разбавлен-нее кислота и чем активнее металл.

Концентрированная кислота восстанавливается до двуокиси азота. Примером этого может служить реакция с медью, приведенная выше (см. § 70). Разбавленная азотная кислота с медью восстанавливается до окиси азота (см. § 70). Более активные , например , восстанавливают разбавленную азотную кислоту до закиси азота.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
При очень сильном разбавлении с активным металлом, например с цинком, реакция доходит до образования соли аммония:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

Во всех приведенных схемах реакций расставьте коэффициенты, составив электронный баланс самостоятельно.

■ 36. Почему при хранении в лаборатории даже в хорошо закупоренной посуде концентрация азотной кислоты понижается?
37. Почему концентрированная азотная кислота имеет желтовато-бурую окраску?
38. Напишите уравнение реакции разбавленной азотной кислоты с железом. Продуктами реакции являются нитрат железа (III), и выделяется газ бурого цвета.
39. Выпишите в тетрадь все уравнения реакций, характеризующие взаимодействие азотной кислоты с металлами. Перечислите, какие , помимо нитратов металлов, образуются в этих реакциях.

Многие могут гореть в азотной кислоте, например уголь и :
С + HNO3 → NO + СО2
Р + HNO3 → NO + H3PO4

Свободный при этом окисляется до фосфорной кислоты. при кипячении в азотной кислоте превращается в S+6 и из свободной серы образуется :
HNO3 + S → NO + H2SO4

Закончите уравнения реакций самостоятельно.

Сложные также могут гореть в азотной кислоте. Например, в азотной кислоте горят скипидар, нагретые древесные опилки.
Азотная кислота может также окислять соляную кислоту. Смесь трех частей соляной и одной части азотной кислоты называется «царской водкой». Такое название дано потому, что эта смесь окисляет и платину, на которые никакие кислоты не действуют. Реакция протекает по таким стадиям: в самой смеси происходит окисление иона хлора в свободный и восстановление азота до образования хлористого нитрозила:
HNO3 + 3НСl ⇄ Сl2 + 2Н2O + NOCl
царская водка хлористый нитрозил
Последний легко разлагается на окись азота и свободный по уравнению:
2NOCl = 2NO + Сl2
Помещенное в «царскую водку» металлическое легко окисляется хлористым нитрозилом:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Азотная кислота может вступать в реакцию нитрования с органическими веществами. При этом обязательно должна присутствовать концентрированная . Смесь концентрированных азотной и серной кислот, называется нитрующей смесью. С помощью такой смеси можно получить из глицерина нитроглицерин, из бензола - нитробензол, из клетчатки - нитроклетчатку и т. д. В сильно разбавленном состоянии азотная кислота проявляет характерные свойства кислот.

■ 40. Примеры типичных свойств кислот применительно к азотной кислоте приведите самостоятельно. Уравнения напишите в молекулярной и. ионной формах.
41. Почему склянки с концентрированной азотной кислотой запрещается перевозить упакованными в древесные стружки?
42. При испытании фенолфталеином концентрированной азотной кислоты фенолфталеин приобретает оранжевую окраску, а не остается бесцветным. Чем это объясняется?

Получить азотную кислоту в лаборатории очень легко. Обычно ее получают путем вытеснения из ее солей серной кислотой, например:
2KNО3 + H2SО4 = K2SО4 + 2HNО3
На рис. 61 изображена лабораторная установка для получения азотной кислоты.
В промышленности сырьем для получения азотной кислоты служит аммиак. В результате окисления аммиака в присутствии платинового катализатора образуется окись азота:
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
Как было указано выше, окись азота легко окисляется кислородом воздуха в двуокись азота:
2NO + О2 = 2NO2
а двуокись азота, соединяясь с водой, образует азотную кислоту и снова окись азота по уравнению:

3NО2 + Н2О = 2HNО3 + NO.
Затем окись азота снова подается на окисление:
Первая стадия процесса - окисление аммиака в окись азота - осуществляется в контактном аппарате при температуре 820°. Катализатором служат сетки из платины с примесью родия, которые нагревают перед запуском аппарата. Так как реакция экзотермична, в дальнейшем сетки нагреваются за счет тепла самой реакции. Вышедшую из контактного аппарата окись азота охлаждают до температуры около 40°, так как процесс окисления окиси азота идет быстрее при более низкой температуре. При температуре 140° образующаяся двуокись азота разлагается снова на окись азота и кислорода.

Окисление окиси азота в двуокись осуществляется в башнях, называемых абсорберами, обычно под давлением 8-10 атм. В них одновременно происходит и поглощение (абсорбция) образующейся двуокиси азота водой. Для лучшего поглощения двуокиси азота раствор охлаждают. Получается 50-60% азотная кислота.
Концентрирование азотной кислоты проводят в присутствии концентрированной^серной кислоты в ректификационных колоннах. образует с имеющейся водой гидраты с температурой кипения более высокой, чем у азотной кислоты, поэтому из смеси довольно легко выделяются пары азотной кислоты. При конденсации этих паров можно получить 98-99% азотную кислоту. Обычно более концентрированная кислота применяется редко.

■ 43. Запишите в тетрадь все уравнения реакций, происходящих при получении азотной кислоты лабораторным и промышленным способами.
44. Как осуществить ряд превращений:

45. Сколько 10% раствора можно приготовить из азотной кислоты, полученной взаимодействием 2,02 кг нитрата калия с избытком серной кислоты?
46. Определите молярность 63% азотной кислоты.
47. Сколько азотной кислоты можно получить из 1 т аммиака при 70% выходе?
48. Цилиндр заполнили окисью азота путем вытеснения воды. Затем, не вынимая из воды, под него подвели трубку от газометра
(см. рис. 34) и начали пропускать . Опишите, что должно наблюдаться в цилиндре, если избытка кислорода не допускалось. Обоснуйте свой ответ уравнениями реакций.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты щелочных металлов, а также кальция и аммония называются селитрами. Например, KNО3 - калийная селитра, NH4NО3 - аммиачная селитра. Природные залежи нитрата натрия имеются в огромном количестве в Чили, в связи с чем эта соль получила название чилийской селитры.

Рис. 62. Горение угля в расплавленной селитре. 1 - расплавленная селитра; 2 - горящий уголек; 3 - песок.

Соли азотной кислоты, как и она сама, являются сильными окислителями. Например, соли щелочных металлов при плавлении выделяют по уравнению:

2KNО3 = 2KNO2+ О2

Благодаря этому уголь, и другие горючие вещества горят в расплавленной селитре (рис. 62).
Соли тяжелых металлов также разлагаются с выделением кислорода, но по другой схеме.
2Pb(NО3)2 = 2РbО + 4NO2 + О2

Рис. 63. Круговорот азота в природе

Калийная селитра применяется для изготовления черного пороха. Для этого ее смешивают с углем и серой. для этой цели не используется, так как она гигроскопична. Черный порох при поджигании интенсивно сгорает по уравнению:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Нитраты кальция и аммония - очень хорошие азотные удобрения. В последнее время получил распространение в качестве удобрения и нитрат калия.
Азотная кислота широко применяется в производстве химико-фармацевтических препаратов (стрептоцид), органических красителей, целлулоида, кино- и фотопленок. Соли азотной кислоты широко используются в пиротехнике.
В природе существует круговорот азота, при котором растения при отмирании возвращают обратно в почву полученный из нее азот. Животные, питаясь растениями, возвращают азот в почву в виде испражнений, а после смерти их трупы перегнивают и тем самым также возвращают почве полученный от нее азот (рис.63). Снимая урожай, человек вмешивается в этот круговорот, нарушает его и тем самым обедняет почву азотом, поэтому приходится вносить азот на поля в виде минеральных удобрений.

■ 49. Как осуществить ряд превращений

Техническая азотная кислота Получение азотной кислоты осуществляется тремя способами, которые мы опишем в том порядке, в каком они начали применяться...

ПРОВЕРКА ВЫПОЛНЕНИЯ ЗАДАНИЙ И ОТВЕТОВ НА ВОПРОСЫ 4. Для того чтобы ответить на эти вопросы, внимательно прочтите еще раз §...

Соли аммония При выпаривании нейтрализованных растворов аммиака ионы аммония соединяются с анионами взятых кислот, образуя твердые кристаллические вещества, обладающие ионной...

Соли аммония

К атион аммония NH4+ играет роль катиона металла и он образует с кислотными остатками соли: NH4NO3 — нитрат аммония, или аммиачная селитра, (NН4)2SO4 — сульфат аммония и т. д.

Все соли аммония — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По ряду свойств они похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия, так как радиусы ионов К+ и NН+ приблизительно равны.

Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами.

Они обладают всеми свойствами солей, обусловленными наличием кислотных остатков. Например, хлорид или сульфат аммония реагирует соответственно с нитратом серебра или хлоридом бария, образуя при этом характерные осадки. Карбонат аммония взаимодействует с кислотами, так как в результате реакции образуется углекислый газ .

Кроме того, ион аммония обусловливает другое, общее для всех солей аммония, свойство: его соли реагируют со щелочами при нагревании с выделением аммиака.

Эта реакция является качественной реакцией на соли аммония, так как образующийся аммиак легко обнаруживается (как именно?).

Третья группа свойств солей аммония — это их способность разлагаться при нагревании с выделением газообразного аммиака, например:

NH4Сl = NH3 + НСl

В этой реакции образуется также газообразный хлороводород, который улетучивается вместе с аммиаком, а при охлаждении вновь соединяется с ним, образуя соль, т. е. при нагревании в пробирке сухой хлорид аммония как бы возгоняется, но на верхних холодных стенках пробирки снова появляются белые кристаллики NН4Сl (рис. 32).

Основные области применения солей аммония были показаны ранее, на рисунке 31. Здесь обратим ваше внимание на то, что почти все соли аммония используют в качестве азотных удобрений. Как вы знаете, растения способны усваивать азот только в связанном виде, т. е. в виде ионов NН4 или N03. Замечательный русский агрохимик Д. Н. Прянишников выяснил, что если у растения есть выбор, то оно предпочитает катион аммония нитрат-аниону, поэтому использование солей аммония в качестве азотных удобрений особенно эффективно. Очень ценным азотным удобрением является нитрат аммония NH4NO3.

Отметим другие области применения некоторых солей аммония.

Хлорид аммония NН4Сl используют при паянии, так как он очищает поверхность металла от оксидной пленки и к ней хорошо пристает припой.

Гидрокарбонат аммония NН4NС03 и карбонат аммония (NH4)2С03 применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным, например:

NH4НС03 = NH3 + Н20 + CO2

Нитрат аммония NН4NO3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества — аммонала, который широко применяется при разработке горных пород.

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)

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).