Azotul formează mai mulți compuși cu hidrogenul; Dintre acestea, cel mai important este amoniacul - un gaz incolor cu un miros înțepător caracteristic (miros de „amoniac”).

În laborator, amoniacul este produs de obicei prin încălzirea clorurii de amoniu cu var stins. Reacția este exprimată prin ecuație

Amoniacul eliberat conține vapori de apă. Pentru a-l usca, se trece prin soda de var (un amestec de var si soda caustica).

Orez. 114. Dispozitiv pentru demonstrarea arderii amoniacului în oxigen.

Masa a 1 litru de amoniac în condiții normale este de 0,77 g. Deoarece acest gaz este mult mai ușor decât aerul, poate fi colectat în vase răsturnate.

Când este răcit la amoniac sub presiune normală, se transformă într-un lichid limpede care se solidifică la .

Structura electronică și structura spațială a moleculei de amoniac sunt discutate în § 43. În amoniacul lichid, moleculele sunt legate între ele prin legături de hidrogen, ceea ce determină punctul de fierbere relativ ridicat al amoniacului, care nu corespunde greutății sale moleculare scăzute. (17).

Amoniacul este foarte solubil în apă: 1 volum de apă dizolvă aproximativ 700 de volume de amoniac la temperatura camerei. Soluția concentrată conține (masă) și are o densitate de . O soluție de amoniac în apă se numește uneori amoniac. Conține amoniac medical obișnuit. Pe măsură ce temperatura crește, solubilitatea amoniacului scade, astfel că acesta este eliberat dintr-o soluție concentrată atunci când este încălzit, care este uneori folosit în laboratoare pentru a obține cantități mici de amoniac gazos.

La temperaturi scăzute, un hidrat cristalin poate fi izolat dintr-o soluție de amoniac, topindu-se la -. Un hidrat cristalin al compoziţiei este de asemenea cunoscut. În acești hidrați, moleculele de apă și amoniac sunt conectate între ele prin legături de hidrogen.

Din punct de vedere chimic, amoniacul este destul de activ; interacționează cu multe substanțe. În amoniac, azotul are cea mai scăzută stare de oxidare. Prin urmare, amoniacul are doar proprietăți reducătoare. Dacă se trece un curent printr-un tub introdus într-un alt tub larg (Fig. 114), prin care trece oxigenul, amoniacul poate fi aprins ușor; arde cu o flacără verzuie pal. Când amoniacul arde, se formează apă și azot liber:

În alte condiții, amoniacul poate fi oxidat la oxid de azot (vezi § 143).

Spre deosebire de compușii cu hidrogen ai nemetalelor din grupele VI și VII, amoniacul nu are proprietăți acide. Cu toate acestea, atomii de hidrogen din molecula sa pot fi înlocuiți cu atomi de metal.

Când hidrogenul este înlocuit complet cu un metal, se formează compuși numiți nitruri. Unele dintre ele, precum nitrururile de calciu și magneziu, sunt obținute prin reacția directă a azotului cu metalele la temperaturi ridicate;

Când sunt în contact cu apa, multe nitruri se hidrolizează complet pentru a forma amoniac și hidroxid de metal. De exemplu:

Când doar un atom de hidrogen din moleculele de amoniac este înlocuit cu metale, se formează amide metalice. Astfel, prin trecerea amoniacului peste sodiu topit, amida de sodiu poate fi obținută sub formă de cristale incolore:

Apa descompune amida de sodiu;

Cu proprietăți de bază puternice și de eliminare a apei, amida de sodiu și-a găsit utilizare în unele sinteze organice, de exemplu, în producția de colorant indigo și a unor medicamente.

Hidrogenul din amoniac poate fi înlocuit și cu halogeni. Astfel, acțiunea clorului asupra unei soluții concentrate de clorură de amoniu produce nitrură de clor, sau clorură de azot,

sub forma unui lichid exploziv uleios greu.

Nitrura de iod (iodură de azot), care se formează sub formă de pulbere neagră, insolubilă în apă, atunci când iodul reacționează cu amoniacul, are proprietăți similare. Când este umed este sigur, dar când este uscat explodează la cea mai mică atingere; în acest caz, se eliberează vapori de iod violet.

Cu fluor, azotul formează fluorură de azot stabilă.

Din datele din tabel. 6 (p. 118) este clar că electronegativitatea clorului și a sodiului este mai mică, iar cea a fluorului este mai mare decât electronegativitatea azotului. Rezultă că în compuși starea de oxidare a azotului este -3, iar în ea este egală cu . Prin urmare, fluorura de azot diferă în proprietăți de clorul și nitrururile de iod. De exemplu, atunci când interacționează cu apa, se formează amoniac și, în acest caz, se obține oxid de azot (III);

Atomul de azot din molecula de amoniac este conectat prin trei legături covalente la atomi de hidrogen și reține o singură pereche de electroni:

Acționând ca donor al unei perechi de electroni, atomul de azot poate participa la formarea unei a patra legături covalente cu alți atomi sau ioni care au proprietăți de atragere de electroni folosind metoda donor-acceptor.

Aceasta explică capacitatea extrem de caracteristică a amoniacului de a intra în reacții de adiție.

Exemple de compuși complecși formați de amoniac ca urmare a reacțiilor de adiție sunt date în și 201, precum și în Cap. XVIII. Mai sus (p. 124) a fost deja luată în considerare interacțiunea unei molecule cu un ion de hidrogen, care duce la formarea ionului de amoniu:

În această reacție, amoniacul servește ca acceptor de protoni și, prin urmare, din punctul de vedere al teoriei protonilor a acizilor și bazelor (p. 237), prezintă proprietățile unei baze. Într-adevăr, atunci când reacţionează cu acizii care se află în stare liberă sau în soluţie, amoniacul îi neutralizează, formând săruri de amoniu. De exemplu, cu acid clorhidric obținem clorură de amoniu:

Interacțiunea amoniacului cu apa duce, de asemenea, la formarea nu numai a hidraților de amoniac, ci și a ionilor parțial de amoniu:

Ca urmare, concentrația de ioni în soluție crește. Acesta este motivul pentru care soluțiile apoase de amoniac au o reacție alcalină. Cu toate acestea, conform tradiției stabilite, o soluție apoasă de amoniac este de obicei desemnată prin formulă și numită hidroxid de amoniu, iar reacția alcalină a acestei soluții este considerată ca rezultat al disocierii moleculelor.

Amoniacul este o bază slabă. Când constanta de echilibru a ionizării sale (vezi ecuația anterioară) este egală cu . O soluție apoasă de un molar de amoniac conține doar 0,0042 echivalenți de și ioni; o astfel de solutie are .

Majoritatea sărurilor de amoniu sunt incolore și foarte solubile în apă. În unele dintre proprietățile lor sunt asemănătoare sărurilor metalelor alcaline, în special potasiul (ionii au dimensiuni similare).

Deoarece o soluție apoasă de amoniac este o bază slabă, sărurile de amoniu din soluții se hidrolizează. Soluțiile de săruri formate din amoniac și acizi tari au o reacție ușor acidă.

Hidroliza ionilor de amoniu este de obicei scrisă sub această formă:

Cu toate acestea, este mai corect să o considerăm ca o tranziție reversibilă a unui proton de la un ion de amoniu la o moleculă de apă:

Când se adaugă un alcali la o soluție apoasă de orice sare de amoniu, ionii sunt legați de ionii OH- în molecule de apă și echilibrul de hidroliză se deplasează spre dreapta. Procesul care are loc poate fi exprimat prin ecuația:

Când soluția este încălzită, amoniacul se evaporă, care este ușor de văzut după miros. Astfel, prezența oricărei săruri de amoniu într-o soluție poate fi detectată prin încălzirea soluției cu un alcali (reacție la amoniu).

Sărurile de amoniu sunt instabile termic. Când sunt încălzite, se descompun. Această descompunere poate apărea reversibil sau ireversibil. Sărurile de amoniu, al căror anion nu este un agent oxidant sau prezintă doar slab proprietăți oxidante, se descompun reversibil. De exemplu, când este încălzită, clorura de amoniu se sublimează - se descompune în amoniac și clorură de hidrogen, care pe părțile reci ale vasului se recombină în clorură de amoniu:

În timpul descompunerii reversibile a sărurilor de amoniu formate din acizi nevolatili, doar amoniacul se evaporă. Cu toate acestea, produsele de descompunere - amoniac și acid - atunci când sunt amestecate, se recombină între ele. Exemplele includ reacțiile de descompunere a sulfatului de amoniu sau fosfatului de amoniu.

Sărurile de amoniu, al căror anion prezintă proprietăți oxidante mai pronunțate, se descompun ireversibil: are loc o reacție redox, în timpul căreia amoniul este oxidat și anionul este redus. Exemplele includ descompunerea (§ 136) sau descompunerea azotatului de amoniu:

Amoniacul și sărurile de amoniu sunt utilizate pe scară largă. După cum am menționat deja, amoniacul, chiar și la presiune scăzută, se transformă ușor în lichid. Deoarece o cantitate mare de căldură (1,37) este absorbită în timpul evaporării amoniacului lichid, amoniacul lichid este utilizat în diferite dispozitive de refrigerare.

Soluțiile apoase de amoniac sunt utilizate în laboratoarele chimice și în industrii ca bază slabă, foarte volatilă; Ele sunt, de asemenea, utilizate în medicină și în viața de zi cu zi. Dar cea mai mare parte a amoniacului produs în industrie este folosit pentru prepararea acidului azotic, precum și a altor substanțe care conțin azot. Cele mai importante dintre acestea includ îngrășămintele cu azot, în primul rând sulfatul și nitratul de amoniu și ureea (p. 427).

Sulfatul de amoniu servește ca un bun îngrășământ și este produs în cantități mari.

Nitratul de amoniu este folosit și ca îngrășământ; Procentul de azot asimilabil din această sare este mai mare decât în ​​alți nitrați sau săruri de amoniu. În plus, azotatul de amoniu formează amestecuri explozive cu substanțe inflamabile (amoniale) folosite pentru sablare.

Clorura de amoniu sau amoniacul este folosită în vopsire, imprimare calico, lipire și cositorire, precum și în celulele galvanice. Utilizarea clorurii de amoniu în lipire se bazează pe faptul că ajută la îndepărtarea peliculelor de oxid de pe suprafața metalului, astfel încât lipitura să adere bine pe metal. Atunci când un metal puternic încălzit intră în contact cu clorura de amoniu, oxizii localizați pe suprafața metalului fie se reduc, fie se transformă în cloruri. Aceștia din urmă, fiind mai volatili decât oxizii, sunt îndepărtați de pe suprafața metalului. Pentru cazul cuprului și fierului, principalele procese care au loc pot fi exprimate prin următoarele ecuații:

Prima dintre aceste reacții este redox: cuprul, fiind un metal mai puțin activ decât fierul, este redus de amoniac, care se formează la încălzire.

Ca îngrășăminte se folosesc amoniacul lichid și soluțiile de săruri de amoniu saturate cu acesta. Unul dintre principalele avantaje ale acestor îngrășăminte este conținutul crescut de azot.

Sărurile de amoniu sunt foarte specifice. Toate se descompun ușor, unele spontan, de exemplu carbonatul de amoniu:
(NH4)2CO3 = 2NH3 + H2O + CO2 (reacția se accelerează la încălzire).
Alte săruri, de exemplu clorură de amoniu (amoniac), se sublimă atunci când sunt încălzite, adică se descompun mai întâi în amoniac și clorură sub influența încălzirii, iar când temperatura scade, clorura de amoniu se formează din nou pe părțile reci ale vasului:
Incalzi
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
răcire
Când este încălzit, azotatul de amoniu se descompune în protoxid de azot și apă. Această reacție poate avea loc exploziv:
NH4NO3 = N2O + H2O
Nitritul de amoniu NH4NO2 se descompune atunci când este încălzit pentru a forma azot și apă, așa că este folosit în laborator pentru a obține azot.
Când sărurile de amoniu sunt expuse la alcalii, se eliberează amoniac:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Eliberarea de amoniac este un semn caracteristic pentru recunoașterea sărurilor de amoniu. Toate sărurile de amoniu sunt compuși complecși.

Amoniacul și sărurile de amoniu sunt utilizate pe scară largă. Amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic și a sărurilor sale, precum și a sărurilor de amoniu, care servesc drept îngrășăminte cu azot bune. Astfel de îngrășăminte sunt sulfatul de amoniu (NH4)2SO4 și în special nitratul de amoniu NH4NO3 sau nitratul de amoniu, a cărui moleculă conține doi atomi de azot: unul de amoniu, celălalt nitrat. Plantele absorb mai întâi amoniacul și apoi nitrații. Această concluzie îi aparține fondatorului agrochimiei rusești, Acad. D. N. Pryanishnikov, care și-a dedicat lucrările fiziologiei plantelor și a fundamentat importanța îngrășămintelor minerale în agricultură.
Amoniacul sub formă de amoniac este folosit în medicină. Amoniacul lichid este utilizat în unitățile frigorifice. Clorura de amoniu este utilizată pentru a face celula galvanică uscată Leclanché. Un amestec de azotat de amoniu cu aluminiu și cărbune, numit amonal, este un exploziv puternic.
Carbonatul de amoniu este utilizat în industria de cofetărie ca agent de dospire.

■ 25. Pe ce proprietate se bazează carbonatul de amoniu pentru a afâna aluatul?
26. Cum se detectează ionul de amoniu în sare?
27. Cum se efectuează o serie de transformări:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03

Compușii oxigenați ai azotului

Formează mai mulți compuși cu oxigenul, în care prezintă diferite stări de oxidare.
Există protoxid de azot N2O sau, așa cum se numește, „gaz de râs”. Prezintă o stare de oxidare de + 1. În oxidul de azot NO, azotul prezintă o stare de oxidare de + 2, în anhidrida de azot N2O3 - + 3, în dioxidul de azot NO2 - +4, în pentoxidul de azot sau nitric
anhidridă, N2O5 - +5.
Protoxidul de azot N2O este un oxid care nu formează sare. Acesta este un gaz destul de solubil în apă, dar nu reacționează cu apa. Protoxidul de azot amestecat cu oxigen (80% N2O și 20% O2) produce un efect narcotic și este utilizat pentru așa-numita anestezie cu gaz, al cărei avantaj este că nu are un efect secundar îndelungat.
Restul azotului este foarte otrăvitor. Efectul lor toxic apare de obicei în câteva ore după inhalare. Primul ajutor constă în ingerarea unei cantități mari de lapte, inhalarea de oxigen pur și odihna victimei.

■ 28. Enumeraţi stările de oxidare posibile ale azotului şi corespunzătoare acestor stări de oxidare.
29. Ce măsuri de prim ajutor ar trebui luate pentru otrăvirea cu oxizi de azot?

Cei mai interesanți și importanți oxizi de azot sunt oxidul de azot și dioxidul de azot, pe care le vom studia.
Oxidul nitric NO se formează din azot și oxigen în timpul descărcărilor electrice puternice. Formarea oxidului de azot se observă uneori în aer în timpul unei furtuni, dar în cantități foarte mici. Oxidul nitric este un gaz incolor, inodor. Oxidul nitric este insolubil în apă, astfel încât poate fi colectat deasupra apei în cazurile în care prepararea se efectuează într-un laborator. În laborator, oxidul de azot se obține din acidul azotic moderat concentrat prin acțiunea sa asupra:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Aranjați singuri coeficienții din această ecuație.
Oxidul nitric poate fi produs în alte moduri, de exemplu într-o flacără cu arc electric:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
În producția de acid azotic, oxidul de azot este obținut prin oxidarea catalitică a amoniacului, care a fost discutată în § 68, pagina 235.
Oxidul nitric este un oxid care nu formează sare. Se oxidează ușor de oxigenul atmosferic și se transformă în dioxid de azot NO2. Dacă oxidarea se efectuează într-un vas de sticlă, oxidul de azot incolor se transformă într-un gaz maro - dioxid de azot.

■ 30. Când cuprul interacționează cu acidul azotic, se eliberează 5,6 litri de oxid azotic. Calculați cât de mult cupru a reacționat și câtă sare s-a format.

Dioxidul de azot NO2 este un gaz brun cu miros caracteristic. Este foarte solubil în apă, deoarece reacționează cu apa conform ecuației:
3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO
În prezența oxigenului, se poate obține numai acid azotic:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
Moleculele de dioxid de azot NO2 se combină destul de ușor în perechi și formează tetroxid de azot N2O4 - un lichid incolor, a cărui formulă structurală este

Acest proces are loc la frig. Când este încălzit, tetroxidul de azot se transformă înapoi în dioxid de azot.
Dioxidul de azot este un oxid acid deoarece poate reacționa cu alcalii pentru a forma sare și apă. Cu toate acestea, datorită faptului că atomii de azot din modificarea N2O4 au un număr diferit de legături de valență, atunci când dioxidul de azot reacționează cu alcalii, se formează două săruri - nitrat și nitriți:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Dioxidul de azot se obține, după cum sa menționat mai sus, prin oxidarea oxidului:
2NO + O2 = 2NO2
În plus, dioxidul de azot este produs prin acțiunea acidului azotic concentrat asupra:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(conc.)
sau mai bine prin calcinarea azotatului de plumb:
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

■ 31. Enumeraţi metodele de producere a dioxidului de azot, dând ecuaţii pentru reacţiile corespunzătoare.

32. Desenați o diagramă a structurii atomului de azot în starea de oxidare +4 și explicați care ar trebui să fie comportamentul acestuia în reacțiile redox.
33. 32 g dintr-un amestec de cupru și oxid de cupru au fost introduse în acid azotic concentrat. Conținutul de cupru din amestec este de 20%. Ce volum din ce gaz va fi eliberat? Câte molecule gram de sare produce aceasta?

Acid azot și nitriți

Acidul azot HNO2 este un acid foarte slab instabil. Există doar în soluții diluate (a = 6,3% într-o soluție 0,1 N). Acidul azot se descompune cu ușurință pentru a forma oxid de azot și dioxid de azot
2HNO2 = NO + NO2 + H2O.
Starea de oxidare a azotului din acidul azot este +3. Cu acest grad de oxidare, putem presupune în mod convențional că 3 electroni au fost cedați din stratul exterior al atomului de azot și au rămas 2 electroni de valență. În acest sens, există două posibilități pentru N+3 în reacțiile redox: poate prezenta atât proprietăți oxidante, cât și reducătoare, în funcție de mediul - oxidativ sau reducător - în care intră.
Sărurile acidului azot se numesc nitriți. Prin tratarea nitriților cu acid sulfuric, puteți obține acid azot:
2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2.
Nitriții sunt săruri destul de solubile în apă. La fel ca acidul azot însuși, nitriții pot prezenta proprietăți oxidante atunci când reacționează cu agenți reducători, de exemplu:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO...

Încercați să găsiți singur produsele finale și aranjați coeficienții pe baza balanței electronice.

Deoarece eliberarea este ușor de detectat folosind amidon, această reacție poate servi ca o modalitate de a detecta chiar și cantități mici de nitriți în apa de băut, a căror prezență este nedorită din cauza toxicității. Pe de altă parte, azotul azotat poate fi oxidat la N +5 sub influența unui agent oxidant puternic.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

Găsiți singuri produsele de reacție rămase, întocmește o balanță electronică și aranjează coeficienții.

■ 34. Completați ecuația.
HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N +5, Mn +2).
35. Enumerați proprietățile acidului azot și ale nitriților.

Acid azotic

HNO3 este un electrolit puternic. Acesta este un lichid volatil. Pur fierbe la o temperatură de 86°, nu are culoare; densitatea sa este de 1,53. Laboratoarele primesc de obicei 65% HNO3 cu o densitate de 1,40.
fumul în aer, deoarece vaporii săi, urcând în aer și combinându-se cu vaporii de apă, formează picături de ceață. Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport. Are un miros înțepător și se evaporă ușor, așa că acidul azotic concentrat trebuie turnat doar sub presiune. Dacă intră în contact cu pielea, acidul azotic poate provoca arsuri grave. O arsură mică se face cunoscută ca o pată galbenă caracteristică pe piele. Arsurile severe pot provoca ulcere. Dacă acidul azotic intră în contact cu pielea, acesta trebuie spălat rapid cu multă apă și apoi neutralizat cu o soluție slabă de sifon.

Acidul azotic concentrat 96-98% intră rar în laborator și în timpul depozitării destul de ușor, mai ales în lumină, se descompune după ecuația:
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2
Este colorat permanent în galben de dioxidul de azot. Excesul de dioxid de azot se evaporă treptat din soluție, se acumulează în soluție, iar acidul continuă să se descompună. În acest sens, concentrația de acid azotic scade treptat. La o concentrație de 65%, acidul azotic poate fi păstrat mult timp.
Acidul azotic este unul dintre cei mai puternici agenți oxidanți. Reacționează cu aproape toate metalele, dar fără a elibera hidrogen. Proprietățile de oxidare pronunțate ale acidului azotic au un așa-numit efect de pasivizare asupra unor compuși (,). Acest lucru este valabil mai ales pentru acizii concentrați. Când este expus la acesta, pe suprafața metalului se formează un film de oxid insolubil în acid foarte dens, protejând metalul de expunerea ulterioară la acid. Metalul devine „pasiv”. .
Cu toate acestea, acidul azotic reacționează cu majoritatea metalelor. În toate reacțiile cu metale, azotul este redus în acid azotic și, cu cât este mai complet, cu atât acidul este mai diluat și metalul este mai activ.

Acidul concentrat este redus la dioxid de azot. Un exemplu în acest sens este reacția cu cuprul prezentată mai sus (vezi § 70). Acidul azotic diluat cu cupru este redus la oxid azotic (vezi § 70). Cele mai active, de exemplu, reduc acidul azotic diluat la protoxid de azot.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Cu o diluție foarte puternică cu un metal activ, de exemplu zinc, reacția ajunge la formarea unei sări de amoniu:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3

În toate schemele de reacție date, aranjați coeficienții creând singur o balanță electronică.

■ 36. De ce scade concentrația de acid azotic atunci când este depozitat în laborator, chiar și în recipiente bine închise?
37. De ce acidul azotic concentrat are o culoare maro-gălbui?
38. Scrieți ecuația pentru reacția acidului azotic diluat cu fierul. Produșii de reacție sunt nitrat de fier (III) și se eliberează un gaz brun.
39. Notează în caiet toate ecuațiile de reacție care caracterizează interacțiunea acidului azotic cu metalele. Enumerați ce metale, pe lângă nitrații metalici, se formează în aceste reacții.

Mulți pot arde în acid azotic, cum ar fi cărbunele și:
C + HNO3 → NO + CO2
P + HNO3 → NO + H3PO4

Cel liber este oxidat la acid fosforic. la fiert în acid azotic, se transformă în S+6 și din sulf liber se formează:
HNO3 + S → NO + H2SO4

Completați singur ecuațiile de reacție.

Cele complexe pot arde și în acid azotic. De exemplu, terebentina și rumegușul încălzit arde în acid azotic.
Acidul azotic poate oxida și acidul clorhidric. Un amestec de trei părți de acid clorhidric și o parte de acid azotic se numește aqua regia. Acest nume este dat deoarece acest amestec oxidează și platina, care nu este afectată de niciun acizi. Reacția se desfășoară în următoarele etape: în amestecul propriu-zis, ionul de clor este oxidat într-unul liber și azotul este redus pentru a forma clorură de nitrozil:
HNO3 + 3HCl ⇄ Cl2 + 2H2O + NOCl
clorură de nitrozil acva regia
Acesta din urmă se descompune ușor în oxid nitric și este liber conform ecuației:
2NOCl = 2NO + Cl2
Metalul plasat în acva regia este ușor oxidat de clorura de nitrozil:
Au + 3NOCl = AuCl3 + 3NO
Acidul azotic poate reacționa cu nitrarea cu substanțe organice. În acest caz, concentrat trebuie să fie prezent. Un amestec de acizi azotic și sulfuric concentrați se numește amestec de nitrare. Folosind un astfel de amestec, nitroglicerina poate fi obținută din glicerină, nitrobenzen din benzen, nitroceluloză din fibre etc. În stare foarte diluată, acidul azotic prezintă proprietățile caracteristice acizilor.

■ 40. Dați propriile exemple de proprietăți tipice ale acizilor în raport cu acidul azotic. Scrieți ecuațiile în moleculară și. forme ionice.
41. De ce sticlele de acid azotic concentrat sunt interzise să fie transportate ambalate în așchii de lemn?
42. Când acidul azotic concentrat este testat cu fenolftaleină, fenolftaleina capătă o culoare portocalie mai degrabă decât să rămână incoloră. Ce explică asta?

Este foarte ușor să obțineți acid azotic în laborator. Se obține de obicei prin înlocuirea sărurilor sale cu acid sulfuric, de exemplu:
2KNO3 + H2SO4 = K2SO4 + 2HNO3
În fig. 61 prezintă o instalaţie de laborator pentru producerea acidului azotic.
În industrie, amoniacul este folosit ca materie primă pentru producerea acidului azotic. Ca rezultat al oxidării amoniacului în prezența unui catalizator de platină, se formează oxid de azot:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
După cum sa menționat mai sus, oxidul de azot este ușor oxidat de oxigenul atmosferic în dioxid de azot:
2NO + O2 = 2NO2
iar dioxidul de azot, combinându-se cu apa, formează acid azotic și din nou oxid azotic conform ecuației:

3NO2 + H2O = 2HNO3 + NO.
Apoi, oxidul nitric este din nou furnizat pentru oxidare:
Prima etapă a procesului - oxidarea amoniacului în oxid de azot - se realizează într-un aparat de contact la o temperatură de 820 °. Catalizatorul este o rețea de platină cu un amestec de rodiu, care este încălzită înainte de pornirea aparatului. Deoarece reacția este exotermă, grilele sunt ulterior încălzite datorită căldurii reacției în sine. Oxidul de azot eliberat din aparatul de contact este răcit la o temperatură de aproximativ 40°, deoarece procesul de oxidare a oxidului de azot se desfășoară mai rapid la o temperatură mai scăzută. La o temperatură de 140°, dioxidul de azot rezultat se descompune din nou în oxizi de azot și oxigen.

Oxidarea oxidului de azot în dioxid se realizează în turnuri numite absorbante, de obicei sub o presiune de 8-10 atm. Ele absorb (absorb) simultan dioxidul de azot rezultat cu apă. Pentru a absorbi mai bine dioxidul de azot, soluția este răcită. Rezultatul este 50-60% acid azotic.
Concentrația acidului azotic se realizează în prezența acidului sulfuric concentrat în coloanele de distilare. formează hidrați cu apa disponibilă cu un punct de fierbere mai mare decât cel al acidului azotic, astfel că vaporii de acid azotic se eliberează destul de ușor din amestec. Prin condensarea acestor vapori se poate obtine acid azotic 98-99%. De obicei, un acid mai concentrat este folosit rar.

■ 43. Notează în caiet toate ecuaţiile reacţiilor care apar la producerea acidului azotic prin metode de laborator şi industriale.
44. Cum se efectuează o serie de transformări:

45. Cât dintr-o soluție 10% se poate prepara din acid azotic obținut prin reacția a 2,02 kg de azotat de potasiu cu un exces de acid sulfuric?
46. ​​​​Să se determine molaritatea acidului azotic de 63%.
47. Cât acid azotic se poate obține dintr-o tonă de amoniac cu un randament de 70%?
48. Cilindrul a fost umplut cu oxid nitric prin deplasarea apei. Apoi, fără a-l scoate din apă, s-a pus sub el un tub de la un gazometru.
(vezi Fig. 34) și a început să sară. Descrieți ce ar trebui observat în cilindru dacă excesul de oxigen nu a fost permis. Justificați răspunsul cu ecuații de reacție.

Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.

Săruri de acid azotic

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați. Nitrații metalelor alcaline, precum și calciul și amoniul, se numesc nitrați. De exemplu, KNO3 este azotat de potasiu, NH4NO3 este azotat de amoniu. Depozitele naturale de nitrat de sodiu se găsesc în cantități uriașe în Chile, motiv pentru care această sare este numită nitrat chilian.

Orez. 62. Arderea cărbunelui în salpetru topit. 1 - salpetru topit; 2 - cărbune aprins; 3 - nisip.

Sărurile acidului azotic, ca și ele, sunt agenți puternici de oxidare. De exemplu, sărurile de metale alcaline sunt separate în timpul topirii conform ecuației:

2KNO3 = 2KNO2+ O2

Datorită acestui fapt, cărbunele și alte substanțe inflamabile ard în salitrul topit (Fig. 62).
Sărurile metalelor grele se descompun și ele odată cu eliberarea de oxigen, dar după un model diferit.
2Pb(NO3)2 = 2PbO + 4NO2 + O2

Orez. 63. Ciclul azotului în natură

Nitratul de potasiu este folosit pentru a face praf de pușcă negru. Pentru a face acest lucru, este amestecat cu cărbune și sulf. Nu este folosit în acest scop, deoarece este higroscopic. Când este aprinsă, pulberea neagră arde intens conform ecuației:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Nitrații de calciu și amoniu sunt îngrășăminte cu azot foarte bune. Recent, azotatul de potasiu s-a răspândit și ca îngrășământ.
Acidul azotic este utilizat pe scară largă în producția de produse chimice farmaceutice (streptocide), coloranți organici, celuloid, film și filme fotografice. Sărurile acidului azotic sunt utilizate pe scară largă în pirotehnică.
În natură, există un ciclu de azot în care plantele, când mor, returnează azotul pe care îl primesc înapoi în sol. Animalele, hrănindu-se cu plante, returnează azotul în sol sub formă de fecale, iar după moarte, cadavrele lor putrezesc și, prin urmare, returnează în sol azotul primit de la acesta (Fig. 63). Prin recoltarea unei culturi, o persoană interferează cu acest ciclu, îl perturbă și, prin urmare, epuizează solul de azot, așa că este necesar să se aplice azot pe câmpuri sub formă de îngrășăminte minerale.

■ 49. Cum se efectuează o serie de transformări

Acid azotic tehnic Producerea acidului azotic se realizează în trei moduri, pe care le vom descrie în ordinea în care au început să fie utilizate...

VERIFICAREA FINALIZĂRII SARCINILOR ȘI RĂSPUNSURILOR LA ÎNTREBĂRI 4. Pentru a răspunde la aceste întrebări, citiți cu atenție §...

Săruri de amoniu Când soluțiile de amoniac neutralizate sunt evaporate, ionii de amoniu se combină cu anionii acizilor prelevați, formând substanțe cristaline solide care au...

Săruri de amoniu

LA Ionul de amoniu NH4+ joacă rolul unui cation metalic și formează săruri cu reziduuri acide: NH4NO3 - azotat de amoniu, sau azotat de amoniu, (NH4)2SO4 - sulfat de amoniu etc.

Toate sărurile de amoniu sunt solide cristaline, foarte solubile în apă. Într-o serie de proprietăți, acestea sunt similare cu sărurile metalelor alcaline și, în primul rând, cu sărurile de potasiu, deoarece razele ionilor K+ și NH+ sunt aproximativ egale.

Sărurile de amoniu se obțin prin reacția amoniacului sau a soluției sale apoase cu acizi.

Au toate proprietățile sărurilor datorită prezenței reziduurilor acide. De exemplu, clorura sau sulfatul de amoniu reacţionează cu nitratul de argint sau, respectiv, cu clorura de bariu, formând precipitate caracteristice. Carbonatul de amoniu reacționează cu acizii deoarece reacția produce dioxid de carbon.

În plus, ionul de amoniu oferă o altă proprietate comună tuturor sărurilor de amoniu: sărurile sale reacţionează cu alcalii atunci când sunt încălzite pentru a elibera amoniac.

Această reacție este o reacție calitativă la sărurile de amoniu, deoarece amoniacul format este ușor de detectat (cum anume?).

Al treilea grup de proprietăți al sărurilor de amoniu este capacitatea lor de a se descompune atunci când sunt încălzite, eliberând amoniac gazos, de exemplu:

NH4Cl = NH3 + HCl

Această reacție produce, de asemenea, acid clorhidric gazos, care se evaporă împreună cu amoniacul și, la răcire, se combină din nou cu acesta, formând o sare, adică, atunci când este încălzită într-o eprubetă, clorura de amoniu uscată se sublimează, dar cristale albe apar pe pereții reci superiori ai eprubeta din nou NН4Сl (Fig. 32).

Principalele domenii de aplicare a sărurilor de amoniu au fost prezentate mai devreme, în Figura 31. Aici vă atragem atenția asupra faptului că aproape toate sărurile de amoniu sunt folosite ca îngrășăminte cu azot. După cum știți, plantele sunt capabile să absoarbă azotul numai sub formă legată, adică sub formă de ioni de NH4 sau N03. Remarcabilul agrochimist rus D.N. Pryanishnikov a descoperit că, dacă o plantă are de ales, preferă cationul de amoniu anionului nitrat, astfel încât utilizarea sărurilor de amoniu ca îngrășăminte cu azot este deosebit de eficientă. Un îngrășământ cu azot foarte valoros este nitratul de amoniu NH4NO3.

Să notăm alte domenii de aplicare a unor săruri de amoniu.

Clorura de amoniu NH4Cl este folosită pentru lipire, deoarece curăță suprafața metalică a peliculei de oxid și lipirea aderă bine la aceasta.

Bicarbonatul de amoniu NH4NC03 și carbonatul de amoniu (NH4)2CO3 sunt folosiți în cofetărie, deoarece se descompun ușor la încălzire și formează gaze care slăbesc aluatul și îl fac pufos, de exemplu:

NH4HC03 = NH3 + H20 + CO2

Nitratul de amoniu NН4NO3 amestecat cu pulberi de aluminiu și cărbune este folosit ca exploziv - amonial, care este utilizat pe scară largă în minerit.

Tema 2 Clasa a IX-a

Lecția 34

Tema lecției: Săruri de amoniu.

Obiectivele lecției: educational – studiază compoziția sărurilor de amoniu, repetă proprietățile chimice generale ale sărurilor folosind exemplul sărurilor de amoniu, relevă proprietățile specifice ale acestor săruri datorate ionului de amoniu; studiază utilizarea practică a sărurilor de amoniu; aprofundarea conceptelor chimice de bază: substanță, reacție chimică; studiază semnificația practică a sărurilor de amoniu.

în curs de dezvoltare – dezvolta la elevi capacitatea de a compara, analiza și aplica informații din alte domenii de cunoaștere, dezvolta abilități de comunicare, precum și capacitatea de a prezenta rezultatele activităților de grup;

educational – contribuie la dezvoltarea alfabetizării de mediu la elevi și a unei poziții de viață activă.

Tip de lecție:învăţarea de materiale noi.

Metode de predare:căutare parțială, vizuală,Forme de organizare a activității cognitive:grup, frontal, practic.

Ajutoare tehnice de instruire:computer, proiector, ecran

Metode de lucru: lucru independent cu manualul, lucru în perechi.

Echipamente și reactivi: soluții - clorură de bariu, hidroxid de sodiu, acid clorhidric, carbonat de amoniu, clorură de amoniu, sulfat de amoniu într-un pahar cu apă;hidroxid de amoniu, acid azotic, sulfat de amoniu, clorură de amoniu, carbonat de amoniu, azotat de argint, azotat de potasiu, acid clorhidric, hidroxid de sodiu;

eprubete, suport pentru eprubete, lampă cu alcool, vată, suport pentru eprubete, hârtie fenolftaleină.

PROGRESUL LECȚIEI: 1. Partea organizatorică a lecției.

2. Testarea cunoştinţelor elevilor.

Întrebări și sarcini de sondaj.

1. Sarcină: S-a adăugat un exces de hidroxid de calciu la 400 g de soluție cu o fracție de masă de clorură de amoniu de 8%. Determinați volumul de gaz eliberat.”

2. Întrebări: 1.Structura moleculei de amoniac.

2. Enumerați proprietățile fizice ale amoniacului.

3. Proprietățile chimice ale amoniacului.

4. Enumerați utilizările amoniacului.

3. Sarcina „a treia roată”.

LA 3 RO 4 , ACID CLORHIDRIC , H 2 ASA DE 4

Ba(OH) 2, NaNO 3 , NaOH

K 2 O, CO 2 , MgSO 4

4.Test (opțiunea 1 – azot, opțiunea 2 – amoniac)

1. Gazos în condiții normale

2.Fără miros

3.Incolor

4. Puțin solubil în apă

5.Grad de oxidare a azotului -3

6.Nu arde în aer

7.Arsuri în oxigen

8. Reacționează cu acizii formând săruri

9. Într-o moleculă există o legătură polară covalentă între atomi

10.Relația cu hidrogenul în prezența unui catalizator

11. Este cel mai important element biogen.

12. Soluția apoasă este alcalină

13. Prezintă proprietăți predominant de restaurare

Soluția sa de 14,10% se numește amoniac

(Facem schimb de caiete și cec).

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

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

3. Studiul materialului programului.

1. Săruri de amoniu - Acestea sunt substanțe complexe care conțin ioni de amoniu combinați cu reziduuri acide.

Săruri de amoniu - săruri care conţin ion amoniu monovalent NH 4 + ; ca structură, culoare și alte proprietăți sunt similare cu sărurile de potasiu corespunzătoare. Toate sărurile de amoniu sunt solubile în apă și se disociază complet într-o soluție apoasă. Sărurile de amoniu prezintă proprietățile generale ale sărurilor. Când este expus la alcali, se eliberează NH gazos 3 . Toate sărurile de amoniu se descompun atunci când sunt încălzite. Ele sunt obținute prin interacțiunea NH 3 sau NH4 OH cu acizi. Azotat de amoniu (nitrat de amoniu) NH 4 NU 3 utilizat ca îngrășământ cu azot și pentru fabricarea de explozivi - amoniți, sulfat de amoniu (NH 4) 2 SO 4 folosit ca îngrășământ ieftin cu azot, bicarbonat de amoniu NH4HCO 3 și carbonat de amoniu (NH 4) 2 CO 3 utilizat în industria alimentară, în vopsirea țesăturilor, în producția de vitamine și în medicină; clorură de amoniu (amoniac) NH 4 Cl este utilizat în celule galvanice (baterii uscate), pentru lipire și cositorire, în industria textilă, ca îngrășământ și în medicina veterinară.

2. Formula generala săruri de amoniu.

N.H. 4 R; (N.H. 4) n R , Unde R - reziduu acid.

ÎN N.H. 4 C.L. există un cation de amoniu

3. Fizic proprietățile sărurilor de amoniu.

Sărurile de amoniu sunt substanțe solide, cristaline, foarte solubile în apă.

4. Proprietățile chimice ale sărurilor de amoniu.

Proprietăți comune altor săruri

Proprietăți specifice

1.Electroliți puternici

NH 4 N O 3 = NH 4 + + N O 3 -

2. Reacționează cu acizi - reacție de schimb

(NH4)2CO3 +2HCl =2NH4CI +CO2 +H2O

3.Reacționează cu alte săruri

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

4.Supus hidrolizei

NH4CI +H20.

Este o sare a unei baze slabe și a unui acid puternic. Lanțul se rupe la o verigă slabă. Hidroliza are loc la cationul de amoniu.

1. La temperaturi ridicate se descompun

a) dacă acidul este volatil

NH4CI= NH3 +HCI

NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2

b) dacă acidul este nevolatil

(NH4)2S04 =?

c) dacă acidul este nevolatil și anionul prezintă proprietăți oxidante

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

NH4NO3 = N2O + 2H2O

2. Reacționează cu alcalii

NH4CI + NaOH = NaCI + NH3 + H2O

Aceasta este o reacție calitativă la sărurile de amoniu.

3. Cu acizi și săruri (reacție de schimb)

a) (NH4) 2 CO 3 + 2 HCl → 2NH 4 Cl + H 2 O + CO 2

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

CO 3 2- + 2H + → H 2 O + CO 2

b) (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. Sărurile de amoniu sunt supuse hidrolizei (ca sare a unei baze slabe și a unui acid puternic) - mediul este acid:

NH4Cl + H2O → NH4OH + HCl

NH4+ + H2O → NH4OH + H+

5. Electroliți puternici (se disociază în soluții apoase)

NH 4 Cl → NH 4 + + Cl -

CONCLUZIE: 1) Sărurile de amoniu sunt electroliți care se disociază în cationul de amoniu NH 4 + şi anioni ai reziduului acid.
2) Ele prezintă următoarele proprietăți:
a) comun cu sărurile - interacţionează cu acizii şi sărurile dacă se formează un precipitat sau gaz.
b) Specific - reacționează cu alcalii pentru a forma amoniac, se descompun la încălzire, sunt foarte solubile în apă și sunt electroliți, în timpul hidrolizei prezintă un mediu acid sau hidroliza are loc complet.
Acesta este interesant:

Denumirea „amoniu” a fost propusă în 1808. Humphry Davy. Cuvântul latin amoniu însemna cândva „sare de amoniu”. Amoniacul este o regiune a Libiei. A fost un templu al zeului egiptean Amon, după care a fost numită întreaga regiune. În amoniac, sărurile de amoniu au fost obținute de multă vreme prin arderea bălegarului de cămilă. Descompunerea sărurilor a produs un gaz, care se numește acum amoniac. În 1787 Comisia pentru nomenclatura chimică a dat gazului denumirea de „amoniac”. Chimistul rus Zaharov a scurtat acest nume la „amoniac”.

O soluție de amoniac în apă se numește amoniac. „Amoniac” deoarece poate fi obținut din amoniac NH 4 Cl. Dar de ce alcool? Latinul spiritus înseamnă „spirit”, „suflet”. Aparent, un chimist necunoscut pentru noi, care a dizolvat amoniacul obținut din amoniac în apă, a numit lichidul cu miros înțepător „sufletul amoniacului”.

Denumirea „nitrați” provine de la numele orașului Nitria din Egiptul de Sus, unde a fost găsit pentru prima dată mineralul NH 4 NO 3.

4. Metode de obţinere a sărurilor de amoniu.

1. Sărurile de amoniu se obțin prin reacția amoniacului cu acizi.

2. Când apa cu amoniac interacționează cu acizii.

5. Cele mai importante domenii de aplicare a sărurilor de amoniu.

Ca și îngrășământul

Pentru producerea de explozivi

Bicarbonatul de amoniu și carbonatul de amoniu în industria alimentară ca agent de dospire pentru aluat.

La vopsirea țesăturilor în industria textilă

În producția de vitamine

În medicină

La lipire

În baterii uscate

Când îmbrăcăm pielea

În pirotehnică

Concluzii:

Sărurile de amoniu sunt formate din cationi de amoniu și anioni de reziduuri acide

Proprietățile lor fizice sunt similare cu sărurile metalelor alcaline, în special potasiul

O reacție calitativă la cationul de amoniu este interacțiunea cu alcalii atunci când este încălzit; gazul eliberat are un miros caracteristic și colorează hârtia de fenolftaleină purpurie.

4. Consolidarea materialului studiat

Consolidarea materialului studiat poate fi realizată sub formă de muncă independentă individuală diferențiată a studenților în funcție de opțiuni.

OPȚIUNEA 1

Scrieți ecuații ionice complete și prescurtate pentru reacțiile care au loc între substanțe:
- clorura de amoniu si azotat de argint;

Carbonat de amoniu și acid clorhidric;

Nitrat de amoniu și hidroxid de sodiu.

OPȚIUNEA 2
Completați ecuațiile reacției în formă ionică completă și prescurtată:
(NH4)2S04+? → NH4CI + BaS04↓

NH4CI+? → ? + ? + NH3

(NH4)2S + HCI → ? + ?

OPȚIUNEA 3
Scrieți ecuații ionice complete și prescurtate pentru reacțiile care au loc între următoarele perechi de substanțe:
- sare de amoniu și altă sare;

sare de amoniu și alcalii;

Sare de amoniu și acid.

5.Temă:§ 26, exercițiul 1-4 (scris)

Inapoi inainte

Atenţie! Previzualizările diapozitivelor au doar scop informativ și este posibil să nu reprezinte toate caracteristicile prezentării. Dacă sunteți interesat de această lucrare, vă rugăm să descărcați versiunea completă.

Tip de lecție: lectie folosind multimedia

Obiectivele lecției:

• Educational: Sistematizarea cunoștințelor elevilor despre săruri; formarea la nivel interdisciplinar a unui sistem de cunoștințe despre sărurile de amoniu, care au o mare importanță practică.
• Educational: dezvolta practic abilități în conducerea reacțiilor calitative la sărurile de amoniu; capacitatea de a analiza ceea ce vezi; dezvoltarea gândirii logice; dezvoltarea interesului cognitiv la îndeplinirea sarcinilor teoretice și practice.
• Educational: Creșterea activității cognitive și a activității elevilor; dezvoltarea capacității de a lucra în echipă.

Echipament și reactivi pentru lecție:

1. Pe pupitrul profesorului: soluție de acid clorhidric HCl; hidroxid de amoniu NH4OH; clorură de amoniu NH4CI; clorură de sodiu NaCI; apă H20; turnesol; fenolftaleină; Bicromat de amoniu (NH4)2Cr2O7.

2. Pe masa elevilor: sulfat de amoniu (NH 4) 2 SO 4; acid sulfuric H2S04; clorură de bariu BaCl; clorură de amoniu NH4CI; hidroxid de sodiu NaOH;

3.Tablă interactivă.

Întrebări principale:

• Determinarea sărurilor de amoniu.
• Rolul sărurilor de amoniu în economia națională.
• Proprietățile fizice și chimice ale sărurilor de amoniu.
• Prepararea sărurilor de amoniu.
• Reacții calitative la sărurile de amoniu.

Noțiuni de bază: Cation de amoniu, săruri de amoniu.

În timpul orelor

1. Moment organizatoric

Profesorul verifică pregătirea pentru lecție și anunță subiectul lecției.

2. Testarea cunoștințelor de bază (10 min)

Există substanțe (săruri) în recipiente de sticlă pe biroul profesorului.

Profesor: Acest recipient conține o substanță uimitoare. A fost odată considerat „harul lui Dumnezeu”, un simbol al bunăstării.

:. Dar poate distruge și viețuitoare; din cauza ei, chiar și marea poate deveni moartă.

Cu toate acestea, este dificil de enumerat unde este folosit.

Ce este în această sticlă?

(Răspunsul sugerat este sare.)

Ce substanțe clasificam ca săruri?

Exercițiu de antrenament:

Selectați sărurile dintre substanțele enumerate și denumiți-le:

KCl	NaOH	KOH	CO2
H2SO4	Ba(NO3)2	CuSO4	MgO
NH4Cl	H2S	AgNO3	(NH4)2S04

Profesor: Cu ce ​​săruri neobișnuite ați întâlnit?

Aceste săruri conțin un cation complex - cation de amoniu.

Profesorul cere clasei să formuleze conceptul de sare de amoniu (săruri formate din cationi de amoniu și anioni ai unui reziduu acid).

Profesor: Unde crezi că pot fi folosite aceste săruri? De ce?

Elevi: În agricultură, deoarece conțin un element vital pentru plante – azotul.

Pentru o descriere cuprinzătoare a semnificației practice a sărurilor de amoniu, este recomandabil să ascultați un mini raport de la studenți.

3. Învățarea de materiale noi (15 min)

Profesor: Să studiem în practică proprietățile fizice și chimice ale sărurilor de amoniu.

Ce au în comun proprietățile fizice ale sărurilor și sărurilor de amoniu?

Elevi: substanțe solide, albe, cristaline, foarte solubile în apă, electroliți.

Profesor: Verificați solubilitatea sulfatului de amoniu în practică, notați proprietățile fizice în caiet ( efectuarea unui experiment).

Profesor: Să luăm în considerare proprietățile chimice ale sărurilor de amoniu.

Să ne amintim proprietățile generale ale sărurilor:

(Un rezumat justificativ este compilat în caiet) .

A) disociere - să scriem ecuațiile pentru disocierea sărurilor

• Clorură de amoniu
• Sulfat de amoniu

B) Interacțiunea cu acizii

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

Efectuați experimentul, indicați semnele reacției ( efectuarea unui experiment).

B) Interacțiunea cu alcalii.

Puneți hârtie cu fenolftaleină într-o eprubetă și observați o schimbare de culoare ( efectuarea unui experiment)

Concluzie: această reacție este calitativă pentru sărurile de amoniu

D) Interacțiunea cu sărurile

NH4CI + AgN03NH4NO3 + AgCI

Elevii efectuează un experiment, notează ecuația reacției și le verifică independent cu ecuația de pe diapozitiv ( efectuarea unui experiment).

Sarcină creativă: Determinați care dintre cele trei eprubete conține sulfat de amoniu. Notați ecuațiile reacțiilor efectuate ( efectuarea unui experiment).

Proprietăți specifice ale sărurilor:

D) Descompunerea sărurilor de amoniu

Experiment demonstrativ: descompunerea dicromatului de amoniu; Clorură de amoniu:

NH4CI NH3 + HCI

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

E) Hidroliza sărurilor de amoniu

NH4CI + H2O NH4OH + HCI

Experiență demonstrativă.

Concluzie: mediul este alcalin, turnesolul este albastru, fenolftaleina este purpurie.

Învățătorul: Amintiți-vă în ce moduri pot fi obținute sărurile.

Elevi: Când o bază și un acid interacționează; săruri și săruri; săruri și acizi.

Profesorul demonstrează experimentele, elevii notează un rezumat de sprijin folosind un diapozitiv.

A) NH4OH + HCI NH4CI + H2O

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

B) (NH 4 ) 2 CO 3 + 2HCI 2 NH 4 CI + H 2 O + CO 2

Concluzie: la scrierea ecuațiilor, este necesar să se respecte condiția de ireversibilitate a reacțiilor chimice.

4. Consolidarea materialului acoperit (15 min)

Exercițiul nr. 1.

Selectați și denumiți sărurile de amoniu:

Opțiunea I	Opțiunea II
NaNO3	BaCl2

Testarea de la egal la egal în perechi.

Autotestare.

NH3 + HCI NH4CI

2NH3 + H2S04 (NH4)2S04c) 3

Reacționează cu acidul sulfuric

Răspunsul corect pe diapozitiv este marcat cu puncte în imagine, apoi punctele sunt conectate pentru a forma un zâmbet.

Elevii își compară răspunsurile cu exemplul de pe ecran și încearcă să analizeze în mod independent greșelile pe care le-au făcut. Profesorul corectează răspunsurile elevilor.

Exercițiul nr. 4.(Un exercițiu de joc care dezvoltă copiilor dorința de a găsi răspunsul corect, după care pot deschide seiful).

„Cheia de aur”

Determinați codul de siguranță.

Enumerați succesiunea de numere (în ordine crescătoare) care determină proprietățile sulfatului de amoniu.

Test:

1. Se dizolvă în apă.
2. Nu electroliți.
3. Substanță cristalină albă.
4. Miroase a amoniac.
5. Reacționează cu clorura de bariu.
6. Reacționează cu hidroxidul de calciu.
7. Se descompune la încălzire.
8. NU CU CUVINTE
9. reacţionează cu acidul ortofosforic.
10. Reacționează cu NU ȘTIU NUMELE

Răspuns: 1345678

Profesorul le cere copiilor să scrie posibilele ecuații de reacție.

5. Tema pentru acasă

Sarcina creativă: Sarea albă, solubilă în apă, cu nitrat de argint formează un precipitat alb de brânză, a cărui combustie produce azot. Denumiți sarea, scrieți ecuațiile reacției în formă moleculară și ionică.

6. Concluziile lecției (3 min)

Finalizarea lecției într-o formă interesantă, creativă, va pune fiecare copil într-o dispoziție bună și va crește calitatea învățării materialului învățat în lecție.

Alcătuirea unui cinquain (o poezie interesantă, fără rimă, care necesită informații în termeni clari, care vă permite să descrieți ceea ce ați văzut și auzit):

Elevii scriu un syncwin, lucrând în perechi, folosind manualul și notele suport.

• Săruri de amoniu
• Util, important
• Transformă deșerturile în oaze
• Reacționează ca toate sărurile cu sărurile, acizii și bazele
• Se descompun și sunt folosite în agricultură.

7. Rezumând lecția, profesorul citează cuvintele:„Mintea gânditoare nu se simte fericită până când nu reușește să conecteze fapte disparate într-una singură” (Hevelsey).