Методы получения. Химические свойства аммиака и солей аммония. - презентация

1 Методы получения. Химические свойства аммиака и солей аммония

2 Строение молекулы аммиака Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине; Атом азота образует с тремя атомами водорода три ковалентные полярные связи по обменному механизму за счет трех неспаренных электронов; У атома азота имеется одна электронная пара, за счет которой может быть образована одна связь по донорно-акцепторному механизму

3 УХР взаимодействия аммиака с водой, газообразного аммиака с газообразным хлороводородом, а также раствора аммиака с растворами кислот, с растворами солей – хлоридом алюминия, цинка – реакции обмена, сульфатом меди (II) – реакция обмена и комплексообразования

4 Аммиак слабое основание Аммиак это слабое основание, водные растворы аммиака имеют слабощелочную среду и окрашивают растворы индикатора: лакмуса – в синий цвет; метилового оранжевого – в желтый цвет; фенолфталеина – в малиновый цвет NH 3 + H 2 O NH 3 H 3 O NH 4 OH NH OH 1 гидрат аммиака гидроксид аммония Водный раствор аммиака – слабое основание Механизм образования катиона аммония: Электронная пара атома азота (донор) NH 3 взаимодействует с вакантной электронной орбиталью протона водорода H 1+ (акцептор): : NH 3 + H 1+ [NH 4 ] 1+ :

5 2. При взаимодействии: а) газообразного аммиака с газообразным хлороводородом образуется твердый мелкокристаллический хлорид аммония NH 3 (газ) + HCI (газ) NH 4 CI (твердый хлорид аммония) б) раствора аммиака с раствором соляной кислоты происходит образование раствора хлорида аммония: NH 3 (раствор) + HCI (раствор) NH 4 CI (раствор)

6 3. Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония: а) с серной кислотой сульфат или гидросульфат аммония: 2NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO 4 сульфат аммония NH 3 + H 2 SO 4 NH 4 НSO 4 гидросульфат аммония б) с азотной кислотой нитрат аммония: NH 3 + HNO 3 NH 4 NO 3

7 4. Аммиака или гидроксид аммония реагирует с растворами солей, образуя нерастворимые основания или нерастворимые амфотерные гидроксиды: а) 6NH 3Н 2 О + Al 2 (SO 4 ) 3 3(NH 4 ) 2 SO Al(OH) 3 гидроксид алюминия б) 2NH 3Н 2 О + Zn(NO 3 ) 2 2NH 4 NO 3 + Zn(OH) 2 гидроксид цинка

8 5. Комлексообразование – молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения, благодаря своим электронодонорным свойствам. Введение избытка аммиака в растворы солей приводит к образованию их амминокомплексов: CuSO 4 + 4NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ]SO 4 изменение окраски раствора с голубой на ярко-синюю Cu(ОН) 2 + 4NH 3 [Cu(NH 3 ) 4 ](ОН) 2 – растворение осадка голубого цвета, образование прозрачного ярко-синего раствора Ni(NO 3 ) 2 + 6NH 3 [Ni(NH 3 ) 6 ](NO 3 ) 2 изменение окраски раствора с зеленой на сине-фиолетовую

9 Так как в аммиаке атом N3 находится в низшей степени окисления, то аммиак проявляет свойства сильного восстановителя

10 1. Взаимодействие с галогенами: а) Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида: N –3 H 3 + 3F 2 N +3 F 3 + 3HF; б) Хлор окисляет аммиак до свободного азота: 2N –3 H 3 + 3Cl 2 N HCl 8N –3 H 3 + 3Cl 2 N N –3 H 4 Cl (при избытке аммиака образуется не хлороводород, а хлорид аммония) в) Бром также окисляет аммиак до свободного азота: 2N –3 H 3 + 3Br 2 N HBr 8N –3 H 3 + 3Br 2 N N –3 H 4 Br 2. Взаимодействие с кислородом: а) аммиак в кислороде горит зеленовато-желтым пламенем: 4N –3 H 3 + 3O 2 2 N H 2 O б) каталитическое окисление t°C, Pt 4N –3 H 3 + 5O 2 4N +2 O + 6H 2 O 3. Восстановление металлов из оксидов 2N –3 H 3 + 3Cu +2 O = N Cu 0 + 3H 2 O

11 Промышленные методы получения аммиака; Лабораторные методы получения аммиака и фосфина

12 Промышленный метод получения аммиака Прямое взаимодействие водорода и азота (процесс Габера): р=200 атм N 2(г) + 3H 2(г) 2NH 3(г) + 91,84 кДж 400 °C, Fe Катализатор: пористое железо с примесями Al 2 O 3, K 2 O

13 Лабораторные методы получения Аммиака Фосфина 1. Взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl CaCl 2 + 2H 2 O + 2NH 3 2. Гидролиз нитридов металлов: Mg 3 N 2 + 3H 2 О 3Mg(ОН) 2 + 2NH 3 1. Взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью: 2P 4 + 3Ca(OH) 2 + 6H 2 O 2PH Ca(H 2 PO 4 ) 2 2. Гидролиз фосфидов металлов: Mg 3 P 2 + 3H 2 О 3Mg(ОН) 2 + 2PH 3

14 Все соли аммония при нагревании разлагаются; При этом возможны: 1) Не ОВР процессы – для галогенидов, сульфидов, карбонатов, сульфатов, фосфатов; 2) ОВР процессы – для сульфитов, нитратов, нитритов, бихроматов

15 Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение Термолиз 1.1. Карбонат аммония 2NН 3 + СО 2 + Н 2 О (NН 4 ) 2 СО Гидрокарбонат аммония NН 3 + СО 2 + Н 2 О NН 4 НСО Галогениды аммония NН 3 + НHal NН 4 Hal НHal = HF, HCl, HBr, HI 1.4. Сульфид аммония H 2 S газ + 2NH 3р-р = (NH 4 ) 2 S р-р 1.5. Гидросульфид аммония H 2 S газ + NH 3р-р = NH 4 НS р-р 1.1. Карбонат аммония t °C (NН 4 ) 2 СО 3 2NН 3 + СО 2 + Н 2 О 1.2. Гидрокарбонат аммония t °C NН 4 НСО 3 NН 3 + СО 2 + Н 2 О 1.3. Галогениды аммония t °C NН 4 Hal NН 3 + НHal НHal = HF, HCl, HBr, HI 1.4. Сульфид аммония t °C (NH 4 ) 2 S 2 NН 3 + H 2 S 1.5. Гидросульфид аммония t °C NH 4 НS NН 3 + H 2 S

16 Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение Термолиз 1.6. Сульфат аммония 2NH 3 + H 2 SO 4 (NH 4 ) 2 SO Гидросульфат аммония NH 3 + H 2 SO 4 NH 4 НSO Гидрофосфат аммония 2NH 3 + H 3 РO 4 (NH 4 ) 2 НРO Дигидрофосфат аммония NH 3 + H 3 РO 4 NH 4 Н 2 РO Сульфат аммония t °C (NH 4 ) 2 SO 4 NН 3 + NH 4 НSO Гидросульфат аммония t °C > 500°C NH 4 НSO 4 NН 3 + SО 3 + Н 2 О 1.8. Гидрофосфат аммония t °C (NH 4 ) 2 НРO 4 NН 3 + NH 4 Н 2 РO Дигидрофосфат аммония t °C NH 4 Н 2 РO 4 NН 3 + Н 3 РO 4

17 Получение и термолиз солей аммония (ОВР) Получение Термолиз 2.1. Нитрит аммония Поглощение смеси газообразных окислов NO и NO 2 водным раствором аммиака 2NН 3р-р + NО 2 + NO + H 2 O 2NН 4 NО Нитрат аммония NН 3 + НNО 3 NН 4 NО Бихромат аммония 2NН 3 + H 2 O + CrO 3(NН 4 ) 2 Cr 2 O Сульфит аммония 2NН 3р-р + SО 2 + H 2 O (NH 4 ) 2 SO Нитрит аммония t °C NН 4 NО 2 N 2 + 2Н 2 О 2.2. Нитрат аммония t °C NН 4 NО 3 N 2 О + 2Н 2 О 2.3. Бихромат аммония t °C (NН 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + 4H 2 O + Cr 2 O Сульфит аммония t °C 4(NH 4 ) 2 SO 3 3(NH 4 ) 2 SO NН 3 + H 2 S

18 1. Все соли аммония при нагревании взаимодействуют со щелочами: Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl CaCl 2 + 2H 2 O + 2NH 3 2. Все соли аммония гидролизуются по катиону

19 1. Гидролиз солей аммония, образованных сильными кислотами 1.1. Галогениды аммония (хлориды, бромиды, йодиды) NH 4 Cl NH Cl 1 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) NH 4 Cl + Н 2 O NH 4 OH + HCl рН < 7, среда – кислотная; 1.2. Нитрат аммония NН 4 NО 3 NH NО 3 1 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) NН 4 NО 3 + Н 2 O NH 4 OH + HNО 3 рН < 7, среда – кислотная; 1.3. Сульфат аммония (NH 4 ) 2 SO 4 2NH SO 4 2 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) (NH 4 ) 2 SO 4 + Н 2 O NH 4 OH + NH 4 НSO 4 рН < 7, среда – кислотная

20 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.1. Фторид аммония NH 4 F NH F 1 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) F 1 + Н 2 O HF + OH 1 (гидролиз по аниону) NH 4 F + Н 2 O NH 4 OH + HF рН 7, среда – нейтральная; 2.2. Нитрит аммония NН 4 NО 2 NH NО 2 1 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) NО Н 2 O HNО 2 + OH 1 (гидролиз по аниону) NН 4 NО 2 + Н 2 O NH 4 OH + HNО 2 рН 7, среда – нейтральная

21 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.3. Сульфид аммония (NH 4 ) 2 S 2NH S 2 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) S 2 + Н 2 O HS 1 + OH 1 (гидролиз по аниону) (NH 4 ) 2 S + Н 2 O NH 4 OH + NH 4 НS рН 7, среда – слабощелочная; 2.4. Карбонат аммония (NН 4 ) 2 СО 3 2NH СО 3 2 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) СО Н 2 O HСО OH 1 (гидролиз по аниону) (NН 4 ) 2 СО 3 + Н 2 O NH 4 OH + NН 4 НСО 3 рН 7, среда – слабощелочная

22 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.5. Сульфит аммония (NH 4 ) 2 SO 3 2NH SO 3 2 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) SO Н 2 O HSO OH 1 (гидролиз по аниону) (NH 4 ) 2 SO 3 + H 2 O NH 4 OH + (NH 4 ) НSO 3 рН 7, среда – слабощелочная; 2.6. Гидросульфит аммония NH 4 НSO 3 NH НSO 3 1 NH Н 2 O NH 4 OH + H 1+ (гидролиз по катиону) НSO Н 2 O SО 2 + H 2 O + OH 1 (гидролиз по аниону) NH 4 НSO 3 + H 2 O NH 4 OH + SО 2 + H 2 O рН 7, среда – нейтральная;