Урок посвящен изучению темы «Аммиак». Вы узнаете о свойствах соединений азота, в которых он проявляет степень окисления -3, в какие химические реакции и при каких условиях вступает аммиак.

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода. 

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH₂)₂CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH₄Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

I. Строение молекулы аммиака

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных  p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺.

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ - сигма связи N-H.

II. Физические свойства аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

III. Получение аммиака

В лаборатории	В промышленности
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O (NH4)2SO4 + Ca(OH)2 = 2NH3↑ + CaSO4+ 2H2O Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH4OH ↔ NH3↑ + H2O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха: Опыт: “Получение аммиака”	Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9  кДж Условия: катализатор – пористое железо температура – 450 – 500 ˚С давление – 25 – 30 МПа Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода)

IV. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

1. Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N^-3 → N⁰ → N⁺² 

NH₃ – сильный восстановитель

• Взаимодействие с кислородом

1.Горение

Опыт: “Горение аммиака”(при нагревании)

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂0

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

Видео - эксперимент: "Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

• Взаимодействие с оксидами металлов

2NH₃  + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

• Взаимодействие с сильными окислителями

2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl (при нагревании)

• Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2NH₃↔ N₂ + 3H₂

2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение -Образование иона аммония NH₄⁺ по донорно-акцепторному механизму)

Видео - эксперимент: “Качественная реакция на аммиак” 

Видео - эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)” 

Видео-эксперимент:“Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами”

Видео - эксперимент: "Фонтан" 

Видео - эксперимент: "Растворение аммиака в воде"

V. Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH₃. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

VI.  Соли аммония

1. Составление формул солей аммония

Соли аммония - это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH4+, соединённые с кислотными остатками.

Например, 

NH4Cl – хлорид аммония

(NH4)2SO4  - сульфат аммония

NH4NO3 – нитрат аммония

(NH4)3PO4 – ортофосфат аммония

(NH4)2HPO4 – гидроортофосфат аммония

NH4H2PO4 – дигидроортофосфат аммония

2. Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

3. Получение

1 способ:   Аммиак + кислота:   NH3 + HNO3 → NH4NO3       

2 способ:  Аммиачная вода + кислота:   2NH4OH + H2SO4 → (NH4)2SO4+ 2Н2O

4. Химические свойства

Общие свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью) 

NH4Cl → NH4⁺ + Cl^- 

2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)

(NH4)2CO3 + 2НCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2­

2NH4⁺ + CO3^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → 2NH4⁺ + 2Cl^- + Н2O + CO2­

CO3^2- + 2H⁺ → Н2O + CO2­ 

Взаимодействие с солями (реакция обмена)                                    

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4↓ + 2NH4NO3

2NH4⁺ + SO4^2- + Ba²⁺ + 2NO3^- → BaSO4↓ + 2NH4⁺ + 2NO3^-

Ba²⁺ + SO4^2- → BaSO4↓

Спецефические свойства

1. Разложение при нагревании

a) если кислота летучая: NH4Cl  → NH3­ + HCl­ (при нагревании)

NH4HCO3 → NH3­ + Н2O­ + CO2­ 

б) если анион проявляет окислительные свойства: NH4NO3  → N2O­ + 2Н2O­ (при нагревании)

(NH4)2Cr2O7  → N2­ + Cr2O3 + 4Н2O­ (при нагревании) 

2. Качественная реакция на NH4⁺ - ион аммония

При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

NH4Cl + NaOH  → NaCl + NH3­ + Н2O (при нагревании)

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

NH4Cl + Н2O → NH4OH + HCl

NH4⁺ + Н2O → NH4OH + H⁺ 

5. Применение

• Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ — аммонитов;
• Сульфат аммония (NH4)2SO4 — как дешёвое азотное удобрение;
• Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 — в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;
• Хлорид аммония NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

VII. Закрепление

Задание №1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:

Задание №2.

Ответьте на вопрос: Гидрокарбонат аммония иногда применяют при выпечке кондитерских изделий. Какие свойства гидрокарбоната при этом используют? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Задание №3. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

Задание №4. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

VIII. Тренажеры

Тренажёр №1: "Горение аммиака"

Тренажёр №2:"Химические свойства аммиака"

ЦОРы

Опыт: “Получение аммиака”

Опыт: “Горение аммиака”

Видео - Эксперимент: "Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

Анимация: “Донорно-акцепторнорный механизм”

Видео - Эксперимент: “Качественная реакция на аммиак” 

Видео - Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с хлороводородом (дым без огня)” 

Видео - Эксперимент: “Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами” 

Видео - Эксперимент: "Фонтан" 

Видео - Эксперимент: "Растворение аммиака в воде"

Опыт: “Разложение карбоната аммония”

Опыт: “Качественная реакция на ион аммония”

Опыт:“Разложение дихромата аммония”