Dusík tvorí s vodíkom niekoľko zlúčenín; z nich je najdôležitejší amoniak – bezfarebný plyn s charakteristickým štipľavým zápachom (zápach „amoniaka“).
V laboratóriu sa amoniak zvyčajne vyrába zahrievaním chloridu amónneho s haseným vápnom. Reakcia je vyjadrená rovnicou
Uvoľnený amoniak obsahuje vodnú paru. Na sušenie prechádza cez sodné vápno (zmes vápna a lúhu).
Ryža. 114. Zariadenie na demonštráciu spaľovania amoniaku v kyslíku.
Hmotnosť 1 litra amoniaku za normálnych podmienok je 0,77 g Keďže tento plyn je oveľa ľahší ako vzduch, môže sa zachytávať do nádob otočených dnom nahor.
Po ochladení na amoniak za normálneho tlaku sa mení na priehľadnú kvapalinu, ktorá tuhne pri .
Elektrónovú štruktúru a priestorovú štruktúru molekuly amoniaku rozoberá § 43. V kvapalnom amoniaku sú molekuly vzájomne prepojené vodíkovými väzbami, čo spôsobuje pomerne vysoký bod varu amoniaku, ktorý nezodpovedá jeho nízkej molekulovej hmotnosti (17) .
Amoniak je veľmi rozpustný vo vode: 1 objem vody rozpustí asi 700 objemov amoniaku pri izbovej teplote. Koncentrovaný roztok obsahuje (hmotn.) a má hustotu. Roztok amoniaku vo vode sa niekedy nazýva amoniak. Bežný lekársky čpavok obsahuje. So zvyšujúcou sa teplotou sa rozpustnosť amoniaku znižuje, preto sa uvoľňuje pri zahrievaní z koncentrovaného roztoku, ktorý sa niekedy používa v laboratóriách na získanie malých množstiev plynného amoniaku.
Pri nízkej teplote je možné izolovať kryštalický hydrát z roztoku amoniaku, topiaceho sa pri -. Zloženie kryštalického hydrátu je tiež známe. V týchto hydrátoch sú molekuly vody a amoniaku spojené vodíkovými väzbami.
Chemicky je amoniak dosť aktívny; interaguje s mnohými látkami. V amoniaku má dusík najnižší oxidačný stav. Preto má amoniak iba redukčné vlastnosti. Ak prúd prechádza trubicou vloženou do inej širokej trubice (obr. 114), cez ktorú prechádza kyslík, potom sa amoniak môže ľahko zapáliť; horí bledým zelenkastým plameňom. Pri horení amoniaku vzniká voda a voľný dusík:
Za iných podmienok môže dôjsť k oxidácii amoniaku na oxid dusnatý (pozri § 143).
Na rozdiel od zlúčenín vodíka nekovov skupín VI a VII nemá amoniak kyslé vlastnosti. Atómy vodíka v jeho molekule však môžu byť nahradené atómami kovu.
Keď je vodík úplne nahradený kovom, vznikajú zlúčeniny nazývané nitridy. Niektoré z nich, ako napríklad nitridy vápnika a horčíka, sa získavajú priamou interakciou dusíka s kovmi pri vysokej teplote;
Pri kontakte s vodou sa mnohé nitridy úplne hydrolyzujú za vzniku amoniaku a hydroxidu kovu. Napríklad:
Keď je v molekulách amoniaku nahradený iba jeden atóm vodíka kovmi, vznikajú amidy kovov. Takže prechodom amoniaku cez roztavený sodík možno získať amid sodný vo forme bezfarebných kryštálov:
Voda rozkladá amid sodný;
Amid sodný, ktorý má silné zásadité vlastnosti a vlastnosti odstraňujúce vodu, našiel uplatnenie v niektorých organických syntézach, napríklad pri výrobe indigového farbiva a niektorých liečiv.
Vodík v amoniaku môže byť tiež nahradený halogénmi. Takže pôsobením chlóru na koncentrovaný roztok chloridu amónneho sa získa nitrid chlóru alebo chlorid dusnatý,
vo forme ťažkej olejovej výbušnej kvapaliny.
Podobné vlastnosti má nitrid jódu (jodid dusíka), ktorý vzniká vo forme čierneho vo vode nerozpustného prášku pôsobením jódu na amoniak. Keď je mokrý, je bezpečný, ale po vysušení exploduje pri najmenšom dotyku; v tomto prípade sa uvoľňujú fialové výpary jódu.
S fluórom tvorí dusík stabilný fluorid dusnatý.
Z údajov v tabuľke. 6 (str. 118) je možné vidieť, že elektronegativita chlóru a vody je menšia a fluóru väčšia ako elektronegativita dusíka. Z toho vyplýva, že v zlúčeninách je stupeň oxidácie dusíka -3 a v ňom sa rovná. Preto sa fluorid dusíka svojimi vlastnosťami líši od nitridov chlóru a jódu. Napríklad pri interakcii s vodou sa tvorí buď amoniak, a v prípade, že sa získa oxid dusnatý (III);
Atóm dusíka v molekule amoniaku je viazaný tromi kovalentnými väzbami s atómami vodíka a zachováva si jeden nezdieľaný elektrónový pár:
Atóm dusíka, ktorý pôsobí ako donor elektrónového páru, sa môže podieľať na tvorbe štvrtej kovalentnej väzby s inými atómami alebo iónmi s vlastnosťami odoberania elektrónov metódou donor-akceptor.
To vysvetľuje mimoriadne charakteristickú schopnosť amoniaku vstupovať do adičných reakcií.
Príklady komplexných (komplexných) zlúčenín tvorených amoniakom v dôsledku adičných reakcií sú uvedené v a 201, ako aj v Ch. XVIII. Vyššie (str. 124) už bola uvažovaná interakcia molekuly s vodíkovým iónom, ktorá vedie k vytvoreniu amónneho iónu:
Amoniak pri tejto reakcii slúži ako akceptor protónov, a preto z hľadiska protónovej teórie kyselín a zásad (s. 237) vykazuje vlastnosti zásady. Reakciou s kyselinami, ktoré sú vo voľnom stave alebo v roztoku, ich amoniak neutralizuje a vytvára amónne soli. Napríklad s kyselinou chlorovodíkovou sa získa chlorid amónny:
Interakcia amoniaku s vodou tiež vedie k tvorbe nielen hydrátov amoniaku, ale čiastočne aj amónneho iónu:
V dôsledku toho sa zvyšuje koncentrácia iónov v roztoku. Preto vodné roztoky amoniaku reagujú alkalicky. Podľa zavedenej tradície sa však vodný roztok amoniaku zvyčajne označuje vzorcom a nazýva sa hydroxid amónny a alkalická reakcia tohto roztoku sa považuje za výsledok disociácie molekúl.
Amoniak je slabá zásada. Pri , jeho ionizačná rovnovážna konštanta (pozri predchádzajúcu rovnicu) je . Jednomolárny vodný roztok amoniaku obsahuje iba 0,0042 ekvivalentu a iónov; takéto riešenie pri has .
Väčšina amónnych solí je bezfarebná a vysoko rozpustná vo vode. V niektorých svojich vlastnostiach sú podobné soliam alkalických kovov, najmä draslíka (ióny a majú podobné veľkosti).
Pretože vodný roztok amoniaku je slabá zásada, amónne soli v roztokoch sa hydrolyzujú. Roztoky solí tvorené amoniakom a silnými kyselinami majú mierne kyslú reakciu.
Hydrolýza amónneho iónu sa zvyčajne píše v tejto forme:
Je však správnejšie považovať to za reverzibilný prechod protónu z amónneho iónu na molekulu vody:
Keď sa do vodného roztoku akejkoľvek amónnej soli pridá zásada, ióny sa viažu OH- iónmi na molekuly vody a hydrolytická rovnováha sa posunie doprava. Proces, ku ktorému dochádza v tomto prípade, možno vyjadriť rovnicou:
Keď sa roztok zahreje, amoniak sa odparí, čo možno ľahko vidieť podľa zápachu. Prítomnosť akejkoľvek amónnej soli v roztoku možno teda zistiť zahrievaním roztoku s alkáliou (amóniová reakcia).
Amónne soli sú tepelne nestabilné. Pri zahrievaní sa rozkladajú. Tento rozklad môže byť reverzibilný alebo nezvratný. Amónne soli, ktorých anión nie je oxidačným činidlom alebo vykazuje oxidačné vlastnosti len v slabej miere, sa reverzibilne rozkladajú. Napríklad pri zahrievaní chlorid amónny sublimuje - rozkladá sa na amoniak a chlorovodík, ktoré sa na studených častiach nádoby rekombinujú na chlorid amónny:
Pri reverzibilnom rozklade amónnych solí tvorených neprchavými kyselinami prchá iba amoniak. Produkty rozkladu – amoniak a kyselina – sa však pri zmiešaní navzájom rekombinujú. Príkladmi sú rozkladné reakcie síranu amónneho alebo fosforečnanu amónneho.
Amónne soli, ktorých anión vykazuje výraznejšie oxidačné vlastnosti, sa nevratne rozkladajú: dochádza k redoxnej reakcii, pri ktorej dochádza k oxidácii amónia a redukcii aniónu. Príkladom je rozklad (§ 136) alebo rozklad dusičnanu amónneho:
Amoniak a amónne soli sú široko používané. Ako už bolo spomenuté, amoniak sa aj pri nízkom tlaku ľahko mení na kvapalinu. Keďže pri odparovaní kvapalného amoniaku sa absorbuje veľké množstvo tepla (1,37 ), kvapalný amoniak sa používa v rôznych chladiacich zariadeniach.
Vodné roztoky amoniaku sa používajú v chemických laboratóriách a priemysle ako slabá prchavá zásada; využívajú sa aj v medicíne a v bežnom živote. Ale väčšina amoniaku vyrobeného v priemysle ide na prípravu kyseliny dusičnej, ako aj iných látok obsahujúcich dusík. Medzi najdôležitejšie z nich patria dusíkaté hnojivá, predovšetkým síran amónny a dusičnan a močovina (s. 427).
Síran amónny slúži ako dobré hnojivo a vyrába sa vo veľkých množstvách.
Dusičnan amónny sa používa aj ako hnojivo; percento asimilovateľného dusíka v tejto soli je vyššie ako v iných dusičnanových alebo amónnych soliach. Okrem toho dusičnan amónny tvorí výbušné zmesi s horľavými látkami (amonálmi) používanými na trhacie práce.
Chlorid amónny alebo amoniak sa používa pri farbení, kalikotlači, spájkovaní a cínovaní, ako aj v galvanických článkoch. Použitie chloridu amónneho pri spájkovaní je založené na tom, že pomáha odstraňovať oxidové filmy z povrchu kovu, takže spájka dobre priľne ku kovu. Keď sa silne zahriaty kov dostane do kontaktu s chloridom amónnym, oxidy na povrchu kovu sa buď zredukujú, alebo sa premenia na chloridy. Tieto, ktoré sú prchavejšie ako oxidy, sa z kovového povrchu odstraňujú. V prípade medi a železa možno hlavné procesy vyskytujúce sa v tomto prípade vyjadriť nasledujúcimi rovnicami:
Prvá z týchto reakcií je redoxná: meď, ktorá je menej aktívnym kovom ako železo, sa redukuje amoniakom, ktorý vzniká pri zahrievaní.
Kvapalný amoniak a roztoky amónnych solí ním nasýtené sa používajú ako hnojivá. Jednou z hlavných výhod takýchto hnojív je vysoký obsah dusíka.
Amónne soli sú veľmi zvláštne. Všetky sa ľahko rozkladajú, niektoré spontánne, ako napríklad uhličitan amónny:
(NH4) 2CO3 \u003d 2NH3 + H2O + CO2 (reakcia sa pri zahrievaní zrýchľuje).
Iné soli, ako je chlorid amónny (amoniak), pri zahriatí sublimujú, t. j. vplyvom zahrievania sa najskôr rozložia na amoniak a chlorid a pri poklese teploty sa na studených častiach nádoby opäť vytvorí chlorid amónny:
kúrenie
NH4Cl ⇄ NH3 + HCl
chladenie
Dusičnan amónny sa pri zahrievaní rozkladá na oxid dusný a vodu. Táto reakcia môže prebehnúť s výbuchom:
NH4NO3 = N2O + H2O
Dusitan amónny NH4NO2 sa zahrievaním rozkladá na dusík a vodu, preto sa v laboratóriu používa na výrobu dusíka.
Pôsobením alkálií na amónne soli sa uvoľňuje amoniak:
NH4Cl + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Uvoľňovanie amoniaku je charakteristickým znakom pre rozpoznávanie amónnych solí. Všetky amónne soli sú komplexné zlúčeniny.
Amoniak a amónne soli sú široko používané. Amoniak sa používa ako surovina na výrobu kyseliny dusičnej a jej solí, ako aj amónnych solí, ktoré slúžia ako dobré dusíkaté hnojivá. Takýmto hnojivom je síran amónny (NH4)2SO4 a najmä dusičnan amónny NH4NO3 alebo dusičnan amónny, ktorého molekula obsahuje dva atómy dusíka: jeden amoniak, druhý dusičnan. Rastliny najskôr absorbujú amoniak a potom dusičnany. Tento záver patrí zakladateľovi ruskej agrochémie akad. D. N. Pryanishnikov, ktorý svoje práce venoval fyziológii rastlín a zdôvodnil význam minerálnych hnojív v poľnohospodárstve.
Amoniak vo forme amoniaku sa používa v medicíne. Kvapalný amoniak sa používa v chladiacich aplikáciách. Chlorid amónny sa používa na výrobu Leclanchetovho suchého článku. Zmes dusičnanu amónneho s hliníkom a uhlím, nazývaná amonal, je silná výbušnina.
Uhličitan amónny sa používa v cukrárskom priemysle ako prášok do pečiva.
■ 25. Na akej vlastnosti uhličitanu amónneho je založené jeho použitie na kysnutie cesta?
26. Ako zistiť amónny ión v soli?
27. Ako vykonať sériu transformácií:
N2 ⇄ NH3 → NO
↓
NH4N03
Kyslíkové zlúčeniny dusíka
S kyslíkom tvorí niekoľko zlúčenín, v ktorých vykazuje rôzne stupne oxidácie.
Existuje oxid dusný N2O, alebo „plyn na smiech“, ako sa tomu hovorí. Vykazuje oxidačný stav + 1. V oxide dusnatém NO má dusík oxidačný stav + 2, v anhydride dusnom N2O3 - + 3, v oxide dusičitom NO2 - +4, v oxide dusíku alebo dusičnanom
anhydrid, N205 - +5.
Oxid dusný N2O je oxid netvoriaci soľ. Je to plyn, ktorý je celkom rozpustný vo vode, ale s vodou nereaguje. Oxid dusný zmiešaný s kyslíkom (80% N2O a 20% O2) vyvoláva anestetický účinok a používa sa na takzvanú plynovú anestéziu, ktorej výhodou je, že nemá dlhý dozvuk.
Zvyšok dusíka je prudko jedovatý. Ich toxický účinok zvyčajne trvá niekoľko hodín po vdýchnutí. Prvá pomoc spočíva v požití veľkého množstva mlieka, vdýchnutí čistého kyslíka, postihnutému treba poskytnúť pokoj.
■ 28. Uveďte možné oxidačné stavy dusíka a zodpovedajúce oxidačným stavom.
29. Aké opatrenia prvej pomoci treba urobiť v prípade otravy oxidom dusíka?
Najzaujímavejšie a najdôležitejšie oxidy dusíka sú oxid dusnatý a oxid dusičitý, ktoré budeme študovať.
Oxid dusnatý NO vzniká z dusíka a kyslíka pri silných elektrických výbojoch. Vo vzduchu počas búrky sa niekedy pozoruje tvorba oxidu dusnatého, ale vo veľmi malých množstvách. Oxid dusnatý je bezfarebný plyn bez zápachu. Oxid dusnatý je vo vode nerozpustný, takže sa môže zbierať nad vodou v prípadoch, keď sa príprava vykonáva v laboratóriu. V laboratóriu sa oxid dusnatý získava zo stredne koncentrovanej kyseliny dusičnej pôsobením na:
HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
V tejto rovnici usporiadajte koeficienty sami.
Oxid dusnatý možno získať aj inými spôsobmi, napríklad plameňom elektrického oblúka:
N2 + O2 ⇄ 2NO.
Pri výrobe kyseliny dusičnej sa oxid dusnatý získava katalytickou oxidáciou amoniaku, o ktorej sa hovorilo v § 68, str.235.
Oxid dusnatý je oxid netvoriaci soľ. Ľahko sa oxiduje vzdušným kyslíkom a mení sa na oxid dusičitý NO2. Ak sa oxidácia vykonáva v sklenenej nádobe, bezfarebný oxid dusnatý sa mení na hnedý plyn - oxid dusičitý.
■ 30. Pri interakcii medi s kyselinou dusičnou sa uvoľnilo 5,6 litra oxidu dusnatého. Vypočítajte, koľko medi zreagovalo a koľko soli vzniklo.
Oxid dusičitý NO2 je hnedý plyn s charakteristickým zápachom. Dobre sa rozpúšťa vo vode, pretože s vodou reaguje podľa rovnice:
3N02 + H2O = 2HN03 + NO
V prítomnosti kyslíka je možné získať iba kyselinu dusičnú:
4N02 + 2H20 + 02 = 4HN03
Molekuly oxidu dusičitého NO2 sa pomerne ľahko spájajú v pároch a vytvárajú oxid dusnatý N2O4 - bezfarebnú kvapalinu, ktorej štruktúrny vzorec je
Tento proces prebieha v chlade. Pri zahrievaní sa oxid dusnatý opäť mení na oxid.
Oxid dusičitý je kyslý oxid, pretože môže reagovať s alkáliami za vzniku soli a vody. Avšak vzhľadom na skutočnosť, že atómy dusíka v modifikácii N2O4 majú iný počet valenčných väzieb, interakciou oxidu dusičitého s alkáliou vznikajú dve soli - dusičnany a dusitany:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Oxid dusičitý sa získava, ako je uvedené vyššie, oxidáciou oxidu:
2NO + O2 = 2N02
Okrem toho sa oxid dusičitý získava pôsobením koncentrovanej kyseliny dusičnej na:
Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
(konc.)
alebo lepšie kalcináciou dusičnanu olovnatého:
2Pb(N03)2 = 2PbO + 4N02 + O2
■ 31. Uveďte metódy na získanie oxidu dusičitého a uveďte rovnice príslušných reakcií.
32. Nakreslite schému štruktúry atómu dusíka v oxidačnom stave +4 a vysvetlite, aké by malo byť jeho správanie pri redoxných reakciách.
33. 32 g zmesi medi a oxidu medi sa umiestnilo do koncentrovanej kyseliny dusičnej. Obsah medi v zmesi je 20 %. Aký objem akého plynu sa uvoľní. Koľko gramov molekúl soli získate?
Kyselina dusitá a dusitany
Kyselina dusitá HNO2 je veľmi slabá nestabilná kyselina. Existuje len v zriedených roztokoch (a = 6,3 % v 0,1 N roztoku). Kyselina dusitá sa ľahko rozkladá za vzniku oxidu dusíka a oxidu dusičitého
2HN02 = NO + N02 + H2O.
Oxidačný stav dusíka v kyseline dusitej je +3. S týmto stupňom oxidácie možno podmienečne uvažovať, že 3 elektróny boli darované z vonkajšej vrstvy atómu dusíka a zostali 2 valenčné elektróny. V tomto ohľade existujú dve možnosti pre N + 3 v redoxných reakciách: môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti v závislosti od toho, do akého média, oxidačného alebo redukčného, vstupuje.
Soli kyseliny dusitej sa nazývajú dusitany. Pôsobením na dusitany kyselinou sírovou možno získať kyselinu dusičnú:
2NaN02 + H2SO4 = Na2S04 + 2HN02.
Dusitany sú soli, ktoré sú dobre rozpustné vo vode. Rovnako ako samotná kyselina dusitá, dusitany môžu vykazovať oxidačné vlastnosti, keď reagujú s redukčnými činidlami, napríklad:
NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…
Skúste si sami nájsť finálne produkty a usporiadať koeficienty na základe elektronickej váhy.
Keďže odpadovú vodu je možné ľahko zistiť pomocou škrobu, táto reakcia môže slúžiť ako spôsob detekcie aj malých množstiev dusitanov v pitnej vode, ktorých prítomnosť je nežiaduca z dôvodu toxicity. Na druhej strane dusitanový dusík môže byť oxidovaný na N +5 pôsobením silného oxidačného činidla.
NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …
Nájdite zvyšok reakčných produktov sami, zostavte elektronické váhy a usporiadajte koeficienty.
■ 34. Doplňte rovnicu.
HN02 + KMn04 + H2SO4 -> ... (N +5, Mn +2).
35. Uveďte vlastnosti kyseliny dusnej a dusitanov.
Kyselina dusičná
HNO3 je silný elektrolyt. Je to prchavá kvapalina. Čistý vrie pri teplote 86 °, nemá farbu; jeho hustota je 1,53. Laboratórium zvyčajne dostáva 65% HNO3 s hustotou 1,40.
dymí vo vzduchu, pretože jeho výpary stúpajúce do vzduchu a spájajúce sa s vodnou parou tvoria kvapôčky hmly. Kyselina dusičná je miešateľná s vodou v akomkoľvek pomere. Má štipľavý zápach a ľahko sa odparuje, preto by sa koncentrovaná kyselina dusičná mala nalievať iba pod prievanom. Ak sa kyselina dusičná dostane do kontaktu s pokožkou, môže spôsobiť vážne popáleniny. Malá popálenina sa prejavuje charakteristickou žltou škvrnou na koži. Ťažké popáleniny môžu spôsobiť tvorbu vredov. Ak sa kyselina dusičná dostane do kontaktu s pokožkou, treba ju rýchlo zmyť veľkým množstvom vody a potom neutralizovať slabým roztokom sódy.
Koncentrovaná 96-98% kyselina dusičná sa do laboratória dostáva zriedkavo a pri skladovaní je celkom jednoduché, najmä na svetle sa rozkladá podľa rovnice:
4HN03 = 2H20 + 4N02 + O2
Je trvalo zafarbený do žlta oxidom dusičitým. Prebytočný oxid dusičitý a postupne prchavý z roztoku sa hromadí v roztoku a kyselina sa ďalej rozkladá. V tomto ohľade sa koncentrácia kyseliny dusičnej postupne znižuje. Pri koncentrácii 65% je možné kyselinu dusičnú skladovať dlhú dobu.
Kyselina dusičná je jedným z najsilnejších oxidačných činidiel. Reaguje takmer so všetkými kovmi, ale bez vývoja vodíka. Výrazné oxidačné vlastnosti kyseliny dusičnej majú na niektoré ( , ) takzvaný pasivačný účinok. To platí najmä pre koncentrovanú kyselinu. Pri jeho vystavení sa na povrchu kovu vytvorí veľmi hustý oxidový film nerozpustný v kyseline, ktorý chráni kov pred ďalším vystavením kyseline. Kov sa stáva "pasívnym". .
Kyselina dusičná však reaguje s väčšinou kovov. Pri všetkých reakciách s kovmi v kyseline dusičnej sa dusík redukuje a čím úplnejšie, tým je kyselina zriedenejšia a kov aktívnejší.
Koncentrovaná kyselina sa redukuje na oxid dusičitý. Príkladom toho je vyššie uvedená reakcia s meďou (pozri § 70). Zriedená kyselina dusičná s meďou sa redukuje na oxid dusnatý (pozri § 70). Aktívnejšie napríklad redukujú zriedenú kyselinu dusičnú na oxid dusný.
Sn + HNO3 → Sn(NO3)2 + N2O
Pri veľmi silnom zriedení s aktívnym kovom, ako je zinok, reakcia vedie k tvorbe amónnej soli:
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NH4NO3
Vo všetkých vyššie uvedených reakčných schémach usporiadajte koeficienty zostavením elektronickej váhy sami.
■ 36. Prečo počas skladovania v laboratóriu klesá koncentrácia kyseliny dusičnej aj v dobre uzavretých nádobách?
37. Prečo má koncentrovaná kyselina dusičná žltohnedú farbu?
38. Napíšte rovnicu pre reakciu zriedenej kyseliny dusičnej so železom. Reakčnými produktmi sú dusičnan železitý a uvoľňuje sa hnedý plyn.
39. Napíšte do zošita všetky reakčné rovnice, ktoré charakterizujú interakciu kyseliny dusičnej s kovmi. Uveďte, ktoré okrem dusičnanov kovov vznikajú pri týchto reakciách.
Mnohé môžu horieť v kyseline dusičnej, ako je uhlie a:
C + HNO3 → NO + CO2
Р + HNO3 → NO + H3PO4
Voľný sa zároveň oxiduje na kyselinu fosforečnú. pri varení v kyseline dusičnej sa mení na S + 6 a tvorí sa z voľnej síry:
HNO3 + S → NO + H2SO4
Doplňte reakčné rovnice sami.
Zložité sa môžu spáliť aj v kyseline dusičnej. Napríklad terpentín, vyhrievané piliny horia v kyseline dusičnej.
Kyselina dusičná môže oxidovať aj kyselinu chlorovodíkovú. Zmes troch dielov kyseliny chlorovodíkovej a jedného dielu kyseliny dusičnej sa nazýva aqua regia. Tento názov je daný preto, lebo táto zmes oxiduje aj platinu, na ktorú nepôsobia žiadne kyseliny. Reakcia prebieha v nasledujúcich fázach: v samotnej zmesi sa ión chlóru oxiduje na voľný a dusík sa redukuje za vzniku nitrozylchloridu:
HNO3 + 3 НCl ⇄ Сl2 + 2 Н2O + NOCl
nitrozylchlorid aqua regia
Ten sa ľahko rozkladá na oxid dusnatý a je voľný podľa rovnice:
2NOCI = 2NO + Cl2
Kov umiestnený v „kráľovskej vodke“ sa ľahko oxiduje nitrozylchloridom:
Au + 3NOCl = АuСl3 + 3NO
Kyselina dusičná môže vstúpiť do nitračnej reakcie s organickými látkami. V tomto prípade musí byť prítomný koncentrovaný. Zmes koncentrovanej kyseliny dusičnej a sírovej sa nazýva nitračná zmes. Pomocou takejto zmesi je možné získať nitroglycerín z glycerínu, nitrobenzén z benzénu, nitrocelulózu z vlákniny atď. Vo vysoko zriedenom stave má kyselina dusičná charakteristické vlastnosti kyselín.
■ 40. Sami uveďte príklady typických vlastností kyselín vo vzťahu ku kyseline dusičnej. Napíšte rovnice v molekulových a. iónové formy.
41. Prečo sa fľaše s koncentrovanou kyselinou dusičnou nesmú prepravovať zabalené v drevených štiepkach?
42. Keď sa koncentrovaná kyselina dusičná skúša s fenolftaleínom, fenolftaleín získa oranžovú farbu a nezostane bezfarebný. čo to vysvetľuje?
Získanie kyseliny dusičnej v laboratóriu je veľmi jednoduché. Zvyčajne sa získava vytesnením kyseliny sírovej z jej solí, napríklad:
2KN03 + H2SO4 = K2S04 + 2HN03
Na obr. 61 je znázornený laboratórny závod na výrobu kyseliny dusičnej.
V priemysle sa amoniak používa ako surovina na výrobu kyseliny dusičnej. V dôsledku oxidácie amoniaku v prítomnosti platinového katalyzátora vzniká oxid dusnatý:
4NH3 + 502 = 4NO + 6H20
Ako je uvedené vyššie, oxid dusnatý sa ľahko oxiduje vzdušným kyslíkom na oxid dusičitý:
2NO + O2 = 2N02
a oxid dusičitý v spojení s vodou vytvára kyselinu dusičnú a opäť oxid dusnatý podľa rovnice:
3N02 + H2O = 2HN03 + NO.
Potom sa oxid dusnatý vracia späť na oxidáciu:
Prvý stupeň procesu - oxidácia amoniaku na oxid dusnatý - sa uskutočňuje v kontaktnom zariadení pri teplote 820 °. Katalyzátorom je platinová mriežka s prímesou ródia, ktorá sa pred spustením aparatúry zahrieva. Keďže reakcia je exotermická, mriežky sa následne zahrievajú teplom samotnej reakcie. Oxid dusnatý uvoľnený z kontaktného zariadenia sa ochladí na teplotu asi 40 °, pretože proces oxidácie oxidu dusnatého prebieha rýchlejšie pri nižšej teplote. Pri teplote 140° sa vzniknutý oxid dusičitý opäť rozkladá na oxid dusíka a kyslík.
Oxidácia oxidu dusíka na oxid sa uskutočňuje vo vežiach nazývaných absorbéry, zvyčajne pri tlaku 8-10 atm. Zároveň v nich dochádza k absorpcii (absorpcii) vznikajúceho oxidu dusičitého vodou. Pre lepšiu absorpciu oxidu dusičitého sa roztok ochladí. Ukazuje sa, že 50-60% kyseliny dusičnej.
Koncentrácia kyseliny dusičnej sa uskutočňuje v prítomnosti koncentrovanej kyseliny sírovej v destilačných kolónach. tvorí s dostupnými vodnými hydrátmi s bodom varu vyšším ako má kyselina dusičná, takže výpary kyseliny dusičnej sa celkom ľahko uvoľňujú zo zmesi. Keď tieto pary kondenzujú, možno získať 98-99% kyselinu dusičnú. Zvyčajne sa zriedka používa koncentrovanejšia kyselina.
■ 43. Zapíšte si do zošita všetky rovnice reakcií, ktoré vznikajú pri výrobe kyseliny dusičnej laboratórnymi a priemyselnými metódami.
44. Ako vykonať sériu transformácií:
45. Koľko z 10 % roztoku možno pripraviť z kyseliny dusičnej získanej reakciou 2,02 kg dusičnanu draselného s nadbytkom kyseliny sírovej?
46. Určite molaritu 63% kyseliny dusičnej.
47. Koľko kyseliny dusičnej možno získať z 1 tony amoniaku pri 70 % výťažku?
48. Valec bol naplnený oxidom dusnatým vytlačením vody. Potom, bez toho, aby ste ju vybrali z vody, bola pod ňu privedená trubica z plynomera
(pozri obr. 34) a začal preskakovať. Opíšte, čo by sa malo dodržiavať vo valci, ak nebol povolený nadbytok kyslíka. Svoju odpoveď zdôvodnite reakčnými rovnicami.
Ryža. 62. Spaľovanie uhlia v roztavenom ledku. 1 - roztavený ľadok; 2 - spaľovanie uhlia; 3 - piesok.
Soli kyseliny dusičnej
Soli kyseliny dusičnej sa nazývajú dusičnany. Dusičnany alkalických kovov, ako aj vápnik a amónium sa nazývajú ledky. Napríklad KNO3 je dusičnan draselný, NH4NO3 je dusičnan amónny. Prírodné ložiská dusičnanu sodného sú v Čile bohaté, a preto sa táto soľ nazýva čílsky ľadok.
Ryža. 62. Spaľovanie uhlia v roztavenom ledku. 1 - roztavený ľadok; 2 - spaľovanie uhlia; 3 - piesok.
Soli kyseliny dusičnej, rovnako ako ona sama, sú silné oxidačné činidlá. Napríklad soli alkalických kovov počas tavenia sa izolujú podľa rovnice:
2KNO3 = 2KNO2+ O2
Vďaka tomu horí v roztavenom ľadku uhlie a iné horľavé látky (obr. 62).
Soli ťažkých kovov sa tiež rozkladajú s uvoľňovaním kyslíka, ale iným spôsobom.
2Pb (NO3) 2 \u003d 2PbO + 4NO2 + O2
Ryža. 63. Cyklus dusíka v prírode
Dusičnan draselný sa používa na výrobu čierneho prášku. Na tento účel sa zmieša s uhlím a sírou. na tento účel sa nepoužíva, pretože je hygroskopický. Po zapálení čierny prášok intenzívne horí podľa rovnice:
2KNO3 + 3С + S = N2 + 3CO2 + K2S
Dusičnany vápenaté a amónne sú veľmi dobré dusíkaté hnojivá. V poslednej dobe sa ako hnojivo rozšíril dusičnan draselný.
Kyselina dusičná je široko používaná pri výrobe chemických a farmaceutických prípravkov (streptocid), organických farbív, celuloidu, filmových a fotografických filmov. Soli kyseliny dusičnej sú široko používané v pyrotechnike.
V prírode existuje cyklus dusíka, v ktorom rastliny, keď odumrú, vracajú dusík z neho získaný späť do pôdy. Živočíchy, živiace sa rastlinami, vracajú dusík do pôdy vo forme výkalov a po smrti ich mŕtvoly hnijú a tým aj z nej prijatý dusík vracajú do pôdy (obr. 63). Pri zbere do tohto kolobehu zasahuje človek, narúša ho a tým ochudobňuje pôdu o dusík, preto je potrebné dusík aplikovať na polia vo forme minerálnych hnojív.
■ 49. Ako vykonať sériu transformácií
Technická kyselina dusičná Výroba kyseliny dusičnej prebieha tromi spôsobmi, ktoré popíšeme v poradí, v akom sa začali používať ...
KONTROLA PLNENIA ÚLOH A ODPOVEDE NA OTÁZKY 4. Pre zodpovedanie týchto otázok si ešte raz pozorne prečítajte §...
Amónne soli Pri odparovaní neutralizovaných roztokov amoniaku sa amónne ióny spájajú s aniónmi prijatých kyselín a vytvárajú pevné kryštalické látky s iónovými ...
amónne soli
TO Amónny ión NH4+ hrá úlohu kovového katiónu a tvorí soli so zvyškami kyselín: NH4NO3 - dusičnan amónny, alebo dusičnan amónny, (NH4) 2SO4 - síran amónny atď.
Všetky amónne soli sú pevné kryštalické látky, ľahko rozpustné vo vode. V mnohých vlastnostiach sú podobné soliam alkalických kovov a predovšetkým draselným, pretože polomery iónov K+ a NH+ sú približne rovnaké.
Amónne soli sa získavajú reakciou amoniaku alebo jeho vodného roztoku s kyselinami.
Majú všetky vlastnosti solí v dôsledku prítomnosti kyslých zvyškov. Napríklad chlorid amónny alebo síran amónny reaguje s dusičnanom strieborným alebo chloridom bárnatým za vzniku charakteristických zrazenín. Uhličitan amónny reaguje s kyselinami, pričom pri reakcii vzniká oxid uhličitý.
Okrem toho amónny ión spôsobuje ďalšiu vlastnosť spoločnú pre všetky amónne soli: jeho soli reagujú pri zahrievaní s alkáliami a uvoľňujú amoniak.
Táto reakcia je kvalitatívnou reakciou pre amónne soli, pretože výsledný amoniak sa dá ľahko zistiť (ako presne?).
Treťou skupinou vlastností amónnych solí je ich schopnosť rozkladať sa pri zahrievaní s uvoľňovaním plynného amoniaku, napríklad:
NH4CI = NH3 + HCl
Pri tejto reakcii vzniká aj plynný chlorovodík, ktorý prchá spolu s amoniakom a po ochladení sa s ním rekombinuje za vzniku soli, t.j. po zahriatí v skúmavke sa zdá, že suchý chlorid amónny sublimuje, ale opäť sa objavia biele kryštály na horných studených stenách skúmavky NH4Cl (obr. 32).
Hlavné oblasti použitia amónnych solí boli uvedené vyššie, na obrázku 31. Tu upozorňujeme na skutočnosť, že takmer všetky amónne soli sa používajú ako dusíkaté hnojivá. Ako viete, rastliny sú schopné asimilovať dusík len vo viazanej forme, t.j. vo forme iónov NH4 alebo NO3. Pozoruhodný ruský agrochemik D. N. Pryanishnikov zistil, že ak má rastlina na výber, potom uprednostňuje amónny katión pred dusičnanovým aniónom, preto je použitie amónnych solí ako dusíkatých hnojív obzvlášť účinné. Veľmi cenným dusíkatým hnojivom je dusičnan amónny NH4NO3.
Všimnime si ďalšie oblasti použitia niektorých amónnych solí.
Pri spájkovaní sa používa chlorid amónny NH4Cl, ktorý čistí povrch kovu od oxidového filmu a dobre na ňom priľne.
Hydrogénuhličitan amónny NH4NC03 a uhličitan amónny (NH4)2C03 sa používajú v cukrovinkách, pretože sa pri zahrievaní ľahko rozkladajú a vytvárajú plyny, ktoré uvoľňujú cesto a robia ho nadýchaným, napr.
NH4HC03 = NH3 + H20 + C02
Dusičnan amónny NH4NO3 zmiešaný s práškami hliníka a uhlia sa používa ako výbušnina - amonná látka, ktorá sa široko používa pri vývoji hornín.
Téma 2 9. ročník
Lekcia 34
Téma lekcie: Amónne soli.
Ciele lekcie: vzdelávacie
- študovať zloženie amónnych solí, zopakovať všeobecné chemické vlastnosti solí na príklade amónnych solí, odhaliť špecifické vlastnosti týchto solí v dôsledku amónneho iónu; študovať praktické využitie amónnych solí; prehĺbiť základné chemické pojmy: látka, chemická reakcia;študovať praktický význam amónnych solí.
rozvíjanie - rozvíjať u žiakov schopnosť porovnávať, analyzovať a aplikovať informácie z iných oblastí poznania, rozvíjať komunikačné schopnosti, schopnosť prezentovať výsledky skupinových aktivít;
vzdelávacie - podporovať výchovu k environmentálnej gramotnosti medzi žiakmi, aktívnu životnú pozíciu.
Typ lekcie:učenie sa nového materiálu.
Vyučovacie metódy:čiastočne prieskumný, vizuálny,Formy organizácie kognitívnej činnosti:skupinové, čelné, praktické.
Technické tréningové pomôcky:počítač, projektor, plátno
Pracovné metódy: samostatná práca s učebnicou, práca vo dvojiciach.
Vybavenie a činidlá: roztoky - chlorid bárnatý, hydroxid sodný, kyselina chlorovodíková, uhličitan amónny, chlorid amónny, síran amónny pohár vody;hydroxid amónny, kyselina dusičná, síran amónny, chlorid amónny, uhličitan amónny, dusičnan strieborný, dusičnan draselný, kyselina chlorovodíková, hydroxid sodný;
skúmavky, stojan na skúmavky, liehová lampa, vata, držiak na skúmavky, fenolftaleínový papier.
POSTUP VYUČOVANIA: 1. Organizačná časť vyučovacej hodiny.
2. Testovanie vedomostí žiakov.
Otázky a úlohy prieskumu.
1. Úloha: K 400 g roztoku s hmotnostným podielom chloridu amónneho 8 % sa pridal nadbytok hydroxidu vápenatého. Určte množstvo uvoľneného plynu.
2. Otázky: 1. Štruktúra molekuly amoniaku.
2. Uveďte fyzikálne vlastnosti amoniaku.
3. Chemické vlastnosti amoniaku.
4. Uveďte oblasti použitia amoniaku.
3. Úloha "tretí extra"
TO 3 RO 4 , HCL , H 2 SO 4
Ba(OH) 2, NaNO 3 , NaOH
K 2 O CO 2 , MgSO 4
4. Test (1. možnosť - dusík, 2. možnosť - amoniak)
1. Za normálnych podmienok plynný
2. Bez zápachu
3.Bezfarebný
4. Mierne rozpustný vo vode
5. Oxidačný stav dusíka -3
6. Nehorí na vzduchu
7. Horí v kyslíku
8. Interaguje s kyselinami za vzniku solí
9. V molekule medzi atómami kovalentná polárna väzba
10. Vzťah s vodíkom v prítomnosti katalyzátora
11. Je najdôležitejším biogénnym prvkom.
12. Vodný roztok má zásadité prostredie
13. Vykazuje prevažne regeneračné vlastnosti
Jeho 14,10% roztok sa nazýva amoniak
(Vymieňame bločky, kontrolujeme).
1, 2, 3, 4, 6, 10, 11, 13
1, 3, 5, 7, 8, 9, 12, 13
3. Štúdium programového materiálu.
1. Amónne soli - Ide o komplexné látky obsahujúce amónne ióny kombinované s kyslými zvyškami.
amónna soľ - soli obsahujúce jednomocný amónny ión NH 4 + ; štruktúrou, farbou a inými vlastnosťami sú podobné zodpovedajúcim draselným soliam. Všetky amónne soli sú rozpustné vo vode a úplne disociujú vo vodnom roztoku. Amónne soli vykazujú všeobecné vlastnosti solí. Pôsobením zásady sa uvoľňuje plynný NH 3 . Všetky amónne soli sa pri zahrievaní rozkladajú. Získavajú sa interakciou NH 3 alebo NH4 OH s kyselinami. Dusičnan amónny (dusičnan amónny) NH 4 NIE 3 používa sa ako dusíkaté hnojivo a na výrobu výbušnín - amonitov, síranu amónneho (NH 4) 2 SO 4 aplikovaný ako lacné dusíkaté hnojivo, hydrogénuhličitan amónny NH4HCO 3 a uhličitan amónny (NH 4) 2 CO 3 používa sa v potravinárskom priemysle, pri farbení látok, pri výrobe vitamínov, v medicíne; chlorid amónny (amoniak) NH 4 Cl sa používa v galvanických článkoch (suché batérie), pri spájkovaní a pocínovaní, v textilnom priemysle, ako hnojivo a vo veterinárnej medicíne.
2. Všeobecný vzorec amónne soli.
NH 4 R; (NH 4) n R , Kde R - zvyšok kyseliny.
IN NH 4 CL má amónny katión
3. Fyzické vlastnosti amónnych solí.
Amónne soli sú pevné, kryštalické látky, vysoko rozpustné vo vode.
4. Chemické vlastnosti amónnych solí.
Vlastnosti zdieľané s inými soľami
Špecifické vlastnosti
1.Silné elektrolyty
NH4N03 \u003d NH4+ + N03 -
2. Reakcia s kyselinami - výmenná reakcia
(NH 4) 2 CO 3 + 2 HCl \u003d 2NH 4 Cl + CO 2 + H20
3. Reagujte s inými soľami
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 \u003d 2NH 4 Cl + Ba SO 4
4.Podlieha hydrolýze
NH4CI + H20.
Je to soľ slabej zásady a silnej kyseliny. Reťaz sa pretrhne na najslabšom článku. Hydrolýza prebieha na amónnom katióne.
1. Rozkladajú sa pri vysokej teplote
a) ak je kyselina prchavá
NH4CI \u003d NH3 + HCl
NH4HC03 -> NH3 + H20 + CO2
b) ak je kyselina neprchavá
(NH 4) 2 SO 4 \u003d?
c) ak je kyselina neprchavá a anión vykazuje oxidačné vlastnosti
(NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O
NH4NO3 \u003d N20 + 2 H20
2. Reagujte s alkáliami
NH4Cl + NaOH \u003d NaCl + NH3 + H20
Ide o kvalitatívnu reakciu na amónne soli.
3. S kyselinami a soľami (výmenná reakcia)
a) (NH4)2CO3 + 2 HCl → 2NH4Cl + H20 + CO2
2NH4+ + CO3 2- + 2H+ + 2Cl - → 2NH4+ + 2Cl - + H20 + CO2
C032- + 2H+ -> H20 + C02
b) (NH4)2S04 + Ba(NO3)2 → BaSO4 + 2NH4NO3
2NH 4 + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2NO 3 - → BaSO 4 + 2NH 4 + + 2NO 3 -
Ba 2+ + SO 4 2- → BaSO 4
4. Amónne soli podliehajú hydrolýze (ako soľ slabej zásady a silnej kyseliny) – kyslé prostredie:
NH4Cl + H2O → NH4OH + HCl
NH4+ + H2O → NH4OH + H+
5. Silné elektrolyty (disociujú sa vo vodných roztokoch)
NH4Cl → NH4+ + Cl -
ZÁVER: 1) Amónne soli sú elektrolyty, ktoré sa disociujú na amónny katión NH
4
+
a anióny zvyškov kyselín.
2)
Vykazujú vlastnosti:
a) Spoločné so soľami -
interagujú s kyselinami, soľami, ak sa vytvorí zrazenina alebo plyn.
b) Špecifické -
interagujú s alkáliami za vzniku amoniaku, pri zahrievaní sa rozkladajú, sú vysoko rozpustné vo vode a sú elektrolytmi, vykazujú kyslé prostredie počas hydrolýzy alebo je hydrolýza dokončená.
Toto je zaujímavé:
Názov „amónium“ bol navrhnutý v roku 1808. Humphrey Davy. Latinské slovo amónium kedysi znamenalo „soľ z amónia“. Amoniak je oblasť Líbye. Bol tu chrám egyptského boha Ammóna, po ktorom sa volal celý kraj. V amoniaku sa amónne soli oddávna získavali spaľovaním ťavieho trusu. Pri rozklade solí sa získal plyn, ktorý sa dnes nazýva amoniak. V roku 1787 Komisia pre chemickú nomenklatúru pomenovala plyn amoniak. Ruský chemik Zacharov skrátil tento názov na „amoniak“.
Roztok amoniaku vo vode sa nazýva amoniak. "Amoniak", pretože ho možno získať z amoniaku NH4Cl. Ale prečo alkohol? Latinské spiritus znamená „duch“, „duša“. Je zrejmé, že nám neznámy chemik, ktorý rozpúšťal vo vode čpavok získaný z čpavku, nazval štipľavú tekutinu „dušou čpavku“.
Názov „dusičnany“ pochádza z názvu mesta Nitria v Hornom Egypte, kde sa prvýkrát našiel minerál NH 4 NO 3.
4. Spôsoby získania amónnych solí.
1. Amónne soli sa získavajú reakciou amoniaku s kyselinami.
2. Pri interakcii čpavkovej vody s kyselinami.
5. Najdôležitejšie oblasti použitia amónnych solí.
ako hnojivo
Na výrobu výbušnín
Hydrogenuhličitan amónny a uhličitan amónny v potravinárskom priemysle ako kypriaci prostriedok na cesto.
Pri farbení látok v textilnom priemysle
Pri výrobe vitamínov
V medicíne
Pri spájkovaní
v suchých batériách
Pri obliekaní kože
V pyrotechnike
Závery:
Amónne soli sú tvorené amónnymi katiónmi a aniónmi zvyškov kyselín
Vo fyzikálnych vlastnostiach sú podobné soliam alkalických kovov, najmä draslíkom.
Kvalitatívna reakcia na amónny katión je interakcia s alkáliami pri zahrievaní, uvoľnený plyn má charakteristický zápach a farbí fenolftaleínový papier do karmínovej farby.
4. Konsolidácia študovaného materiálu
Upevnenie preberanej látky sa môže realizovať formou diferencovanej individuálnej samostatnej práce študentov podľa možností.
MOŽNOSŤ 1
Napíšte úplné a skrátené iónové rovnice pre reakcie prebiehajúce medzi látkami:
-chlorid amónny a dusičnan strieborný;
uhličitan amónny a kyselina chlorovodíková;
Dusičnan amónny a hydroxid sodný.
MOŽNOSŤ 2
Pridajte reakčné rovnice v plnej a skrátenej iónovej forme:
(NH4)2S04+? → NH 4 CI + BaSO 4 ↓
NH4CI+? →? +? + NH3
(NH4)2S + HCl ->? +?
MOŽNOSŤ 3
Napíšte úplné a skrátené iónové rovnice pre reakcie, ktoré sa vyskytujú medzi nasledujúcimi pármi látok:
- amónna soľ a iná soľ;
Amónna soľ a alkálie;
Amónna soľ a kyselina.
5. Domáce úlohy:§ 26, cvičenie 1-4 (písomne)
Späť dopredu
Pozor! Ukážka snímky slúži len na informačné účely a nemusí predstavovať celý rozsah prezentácie. Ak vás táto práca zaujala, stiahnite si plnú verziu.
Typ lekcie: lekcia s multimédiami
Ciele lekcie:
- Návody: Systematizovať vedomosti žiakov o soliach; formovanie na interdisciplinárnej úrovni systému poznatkov o amónnych soliach, ktoré majú veľký praktický význam.
- vyvíja sa: rozvíjať praktické zručnosti pri vykonávaní kvalitatívnych reakcií na amónne soli; schopnosť analyzovať to, čo vidíte; rozvoj logického myslenia; rozvoj kognitívneho záujmu o plnenie teoretických a praktických úloh.
- Vzdelávacie: Zvýšiť kognitívnu aktivitu a aktivitu študentov; rozvíjanie schopnosti pracovať v tíme.
Vybavenie a činidlá lekcie:
1. Na stole učiteľa: roztok kyseliny chlorovodíkovej HCl; hydroxid amónny NH40H; chlorid amónny NH4CI; chlorid sodný NaCl; voda H20; lakmus; fenolftaleín; dvojchróman amónny (NH4)2Cr207.
2. Na stole žiakov: síran amónny (NH 4) 2 SO 4; kyselina sírová H2S04; chlorid bárnatý BaCl; chlorid amónny NH4CI; hydroxid sodný NaOH;
3.Interaktívna tabuľa.
Hlavné otázky:
- Stanovenie amónnych solí.
- Úloha amónnych solí v národnom hospodárstve.
- Fyzikálne a chemické vlastnosti amónnych solí.
- Získanie amónnych solí.
- Kvalitatívne reakcie na amónne soli.
Základné pojmy: Amónny katión, amónne soli.
Počas vyučovania
1. Organizačný moment
Učiteľ skontroluje pripravenosť na hodinu, informuje o téme hodiny.
2. Overenie základných vedomostí (10 min)
Na stole učiteľa sú látky (soli) v sklenenej nádobe.
Učiteľ: Táto nádoba obsahuje úžasnú látku. Kedysi to bolo považované za „milosť Božiu“, symbol blahobytu.
:. Ale môže tiež zničiť živých, kvôli tomu sa môže stať mŕtvym aj more.
Spolu s tým je ťažké vymenovať, kdekoľvek sa to používa.
Čo je v tejto fľaši?
(Navrhovaná odpoveď je soľ.)
Aké látky označujeme ako soli?
Tréningové cvičenie:
Z nasledujúcich látok vyberte soli a pomenujte ich:
KCl NaOH KOH CO2 H2SO4 Ba(N03)2 CuS04 MgO NH4CI H 2 S AgNO3 (NH4)2S04
Učiteľ: Aké nezvyčajné soli ste stretli?
Tieto soli obsahujú komplexný katión – amónny katión.
Učiteľ požiada triedu, aby sformulovala pojem amónna soľ (soli pozostávajúce z amónnych katiónov a aniónov zvyškov kyselín).
Učiteľ: Kde sa podľa vás dajú použiť tieto soli? prečo?
Žiaci: V poľnohospodárstve, keďže obsahujú pre rastliny životne dôležitý prvok – dusík.
Pre komplexný popis praktického významu amónnych solí je vhodné vypočuť si mini reportáž od študentov.
3. Učenie sa nového materiálu (15 min)
Učiteľ: Poďme študovať fyzikálne a chemické vlastnosti amónnych solí v praxi.
Čo je spoločné vo fyzikálnych vlastnostiach solí a amónnych solí?
Žiaci: pevné, biele, kryštalické látky, vysoko rozpustné vo vode, elektrolyty.
Učiteľ: Overte si v praxi rozpustnosť síranu amónneho, zapíšte si fyzikálne vlastnosti do zošita ( uskutočnenie experimentu).
Učiteľ: Zvážte chemické vlastnosti amónnych solí.
Pripomeňme si všeobecné vlastnosti solí:
(Referenčný súhrn je zostavený v poznámkovom bloku) .
A) disociácia - píšeme rovnice pre disociáciu solí
- chlorid amónny
- síran amónny
B) Interakcia s kyselinami
2 NH4CI + H2S04 (NH4)2S04 + 2 HCl
Vykonajte experiment, uveďte príznaky reakcie ( uskutočnenie experimentu).
C) Interakcia s alkáliami.
Do skúmavky vložíme fenolftaleínový papier a pozorujeme zmenu farby ( uskutočnenie experimentu)
Záver: táto reakcia je kvalitatívna pre amónne soli
D) Interakcia so soľami
NH 4 Cl + AgNO 3 NH 4 NO 3 + AgCl
Študenti urobia experiment, zapíšu si reakčnú rovnicu a sami si ju overia pomocou rovnice na snímke ( uskutočnenie experimentu).
Kreatívna úloha: Určte, ktorá z troch skúmaviek obsahuje síran amónny. Zapíšte si rovnice uskutočnených reakcií ( uskutočnenie experimentu).
Špecifické vlastnosti solí:
D) Rozklad amónnych solí
Demonštračná skúsenosť: rozklad bichrómanu amónneho; chlorid amónny:
NH4CI NH3 + HCl
(NH 4) 2 Cr207N2 + Cr203 + 4H20
E) Hydrolýza amónnych solí
NH4CI + H20 NH4OH + HCl
Demonštračná skúsenosť.
Záver: alkalické médium, lakmus - modrý, fenolftaleín - malina.
Učiteľ: Pamätajte, ako môžete získať soľ.
Žiaci: Pri interakcii zásady a kyseliny; soľ a soľ; soli a kyseliny.
Učiteľ predvádza pokusy, žiaci si zapisujú referenčné poznámky pomocou snímky.
A) NH40H + HCl NH4CI + H20
B) (NH4)2S04 + BaCl2BaS04 + 2 NH4Cl
C) (NH4)2CO3 + 2HCl2NH4Cl + H20 + CO2
Záver: pri písaní rovníc je potrebné dodržať podmienku nevratnosti chemických reakcií.
4. Konsolidácia pokrytého materiálu (15 min)
Cvičenie číslo 1.
Vyberte a pomenujte amónne soli:
I možnosť možnosť II NaNO 3 BaCl2
Kontrola párov.
Osobný test.
NH3 + HCl NH4CI
2NH3 + H2S04 (NH4)2S04c) 3
reagovať s kyselinou sírovou
Správna odpoveď na snímke je na obrázku označená bodkami, potom sú bodky spojené a tvoria úsmev.
Študenti porovnávajú svoje odpovede s ukážkou na obrazovke, snažia sa samostatne analyzovať urobené chyby. Učiteľ opravuje odpovede žiakov.
Cvičenie číslo 4.(Herné cvičenie, ktoré rozvíja túžbu detí nájsť správnu odpoveď, po prijatí ktorej bude možné trezor otvoriť).
"Zlatý kľúč"
Určite kód pre trezor.
Uveďte poradie čísel (vo vzostupnom poradí), ktoré určujú vlastnosti síranu amónneho.
Test:
- Rozpustite vo vode.
- Nie elektrolyty.
- Biela kryštalická látka.
- Páchne ako amoniak.
- Reaguje s chloridom bárnatým.
- Reaguje s hydroxidom vápenatým.
- Pri zahrievaní sa rozkladá.
- NEPOZNÁM TO SLOVO
- reaguje s kyselinou fosforečnou.
- Reaguje s UNKNOWN NAME
Odpoveď: 1345678
Učiteľ vyzve deti, aby zapísali možné reakčné rovnice.
5. Domáce úlohy
Tvorivá úloha: Vo vode rozpustná biela soľ tvorí s dusičnanom strieborným bielu tvarohovú zrazeninu, pri ktorej spaľovaní vzniká dusík. Pomenujte soľ, napíšte reakčné rovnice v molekulárnej a iónovej forme.
6. Závery lekcie (3 min)
Dokončenie lekcie zaujímavým kreatívnym spôsobom dodá každému dieťaťu dobrú náladu a zlepší kvalitu asimilácie učiva študovaného na lekcii.
Kompilácia cinquaina (zaujímavá nerýmová báseň, ktorá vyžaduje informácie v úhľadných termínoch, čo vám umožňuje opísať, čo ste videli a počuli):
Žiaci píšu cinquain, pracujú vo dvojiciach, používajú učebnicu a podpornú poznámku.
- amónne soli
- užitočné, dôležité
- Premena púští na oázy
- Reagujte ako všetky soli so soľami, kyselinami a zásadami
- Rozkladajú sa a využívajú sa v poľnohospodárstve.
7. Po zhrnutí hodiny učiteľ dáva slová:„Mysliaca myseľ sa necíti šťastná, kým sa jej nepodarí spojiť rozdielne fakty“ (Hevelsi).
