Получение и собирание аммиака

Для получения и собирания аммиака в лаборатории насыпаем в пробирку хлорид или сульфат аммония, смешанный с известью Ca(OH)₂, затыкаем пробкой с газоотводной трубкой. Трубку вставляем в колбу, перевернутую вверх дном, – аммиак легче воздуха. Отверстие колбы закрываем куском ваты.

Осторожно нагреваем пробирку на спиртовке. Уравнение реакции:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2H₂O + 2NH₃↑

Аммиак обнаруживаем по характерному резкому запаху (нюхать осторожно!) или поднеся к трубке бумажку, смоченную раствором фенолфталеина (ф-ф). Бумажка розовеет вследствие образования гидроксид-ионов:

NH₃ + HOH NH₄⁺ + OH ^–

Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака.

Молекулярная формула аммиака NH₃. Три атома водорода соединены с азотом ковалентными полярными связями (азот более электроотрицателен). В образовании связей принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному электрону водорода. Структурная формула:
H – N – H
l
H
Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атомы азота и водорода. Угол между связями N–H около 107^о

Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом. Легче воздуха, его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 литре воды при комнатной температуре растворяется около 700 литров аммиака). При повышенном давлении аммиак легко переходит в жидкое состояние. При последующем испарении поглощается много тепла, поэтому его используют в качестве хладагента в холодильных установках.

Аммиак химически активен. Наличие у атома азота неподелённой электронной пары, не участвующей в образовании связей, делает возможным присоединение протона и образования еще одной, донорно-акцепторной связи, обозначаемой стрелкой:
H
l
[H – N → H ]⁺
l
H

Ион аммония образуется, например, при растворении аммиака в воде:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH ^–

Поэтому раствор аммиака обладает щелочными свойствами и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет.

Аммиак взаимодействует с кислотами. Если близко поднести стеклянные палочки, смоченные концентрированным раствором аммиака и концентрированной соляной кислотой, образуется «дым» из кристалликов хлорида аммония:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Аммиак горит в кислороде с образованием молекулярного азота:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

В присутствии платины в качестве катализатора, азот аммиака окисляется до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Эта реакция используется в производстве азотной кислоты и азотных удобрений. 10%-ный раствор аммиака в воде используется в медицине под названием «нашатырный спирт».

При нагревании аммиак разлагается (реакция обратная синтезу):

2NH₃ N₂ + 3H₂

Соли в свете представления об электролитической диссоциации. Химические свойства солей: взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами и солями

Соли – вещества, диссоциирующие в растворах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид-ионов:

NaCl = Na⁺ + Cl ^-

Соли, состоящие из металла (или иона аммония) и кислотного остатка, относятся к средним.

Соли могут содержать водород – тогда их относят к кислым солям, например, гидрокарбонат натрия – питьевая сода* NaHCO₃.

Оснóвные соли содержат гидроксогруппу, как оснóвный карбонат меди (II) – минерал малахит (CuOH)₂CO₃.

Двойные соли образованы двумя металлами и одной кислотой, как сульфат калия-алюминия (квасцы) KAl(SO₄)₂

Смешанные соли образованы одним металлом и двумя кислотами.

Химические свойства:

1.Соли взаимодействуют с металлами – более активные металлы, расположенные левее в электрохимическом ряду напряжений**, вытесняют из солей менее активные металлы. Например, железо вытесняет медь из раствора хлорида меди (II):
Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓

2.Соли, образованные более слабой или летучей кислотой, взаимодействуют с более сильными кислотами. Так, многие кислоты вытесняют угольную из растворов карбонатов:
Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂O + CO₂↑

3.Соли реагируют со щелочами, если образуется осадок нерастворимого гидроксида:
CuCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Cu(OH)₂↓
или выделяется газ:
NH₄Cl + NaOH = NaCl + H₂O + NH₃↑ (при нагревании)

4.Соли взаимодействуют друг с другом в случае образования осадка:
NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓

* Хотя гидрокарбонат натрия по составу относится к кислым солям, его водные растворы обладают щелочной реакцией и используются для нейтрализации кислоты, попавшей на кожу.
Это результат гидролиза – взаимодействия соли с водой.

**Для вытеснения металлов из растворов солей нельзя использовать такие активные металлы как Na, K и другие, вступающие в реакцию с водой.

Соли угольной кислоты: карбонаты натрия, калия, кальция, их практическое значение. Распознавание карбонатов

Соли угольной кислоты – твердые кристаллические вещества.

Карбонат натрия Na₂CO₃ – сода – важнейший продукт химической промышленности.

Применяется:

1.Для снижения жесткости воды, так как соли кальция и магния, присутствие которых обуславливает жесткость воды, взаимодействуют с карбонатом натрия с образованием осадка:
CaCl₂ + Na₂CO₃ = 2NaCl + CaCO₃↓ (1)

2.В качестве моющего средства, так как раствор соды обладает щелочной реакцией вследствие гидролиза (взаимодействия с водой):
CO₃^{2 -} + HOH = HCO₃^- + OH ^– (2)

3.В производстве стекла, мыла. В нефтяной, целлюлозно-бумажной промышленности.

Соду в промышленности получают прокаливанием гидрокарбоната натрия – питьевой соды:

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑ (3)

Питьевая сода применяется:

1.для выпечки в качестве разрыхлителя, лучше с добавлением лимонной кислоты:
NaHCO₃ + H⁺ = Na⁺ + H₂O + CO₂↑

2.2%-ный раствор – для нейтрализации кислоты, попавшей на кожу (та же реакция)

3.Питьевая сода тоже гидролизуется и обладает щелочной реакцией раствора, поэтому применяется для мытья посуды, чистки сантехники и т.п.

4.В составе наполнителя в пенных огнетушителях.

Химику полезно знать, что из-за образования большого количества газа сода не используется при попадании кислоты в пищеварительный тракт. В этом случае применяется оксид магния.

Карбонат калия K₂CO₃ – потáш. Белый порошок, расплывающийся во влажном воздухе и хорошо растворимый в воде.

Применяется для получения жидкого мыла, тугоплавкого и хрустального стекла.

Карбонат кальция широко встречается в природе в виде мела, известняка, мрамора (минерал кальцит). Нерастворим в воде, гидрокарбонат кальция малорастворим.

Применение:

1.В строительстве. Известняк – для кладки стен и, в виде щебня, для бетонных работ, строительства дорог. Мел – в виде порошка как наполнитель в шпаклевках, замазках, мастúках. Мрамор – для облицовки зданий и станций метрополитена.

2.Óбжигом известняка в промышленности получают жжёную известь и углекислый газ:
CaCO₃ = CaO + CO₂↑ (4)

3.Для известкования кислых почв. Известняк нейтрализует почвенные кислоты, при этом выделяется углекислый газ, повышая рыхлость почвы:
CaCO₃ + 2H⁺ = Ca²⁺ + H₂O +CO₂↑

Для распознавания карбонатов приливают раствор соляной кислоты, происходит бурное выделение газа:

CaCO₃ + 2HCl = CaCl₂ + H₂O +CO₂↑ (5)

Хотя в формулировке вопроса билета нет химических свойств, в старых «билетниках» они перечисляются и преподаватель может задать такой вопрос. В этом случае назовите:

1.Реакции обмена с солями (уравнение 1)

2.Гидролиз (уравнение 2)

3.Взаимопревращения карбонатов и гидрокарбонатов (уравнение 3 – реакция обратимая)

4.Разложение при нагревании, кроме солей щелочных металлов (уравнение 4)

5.Взаимодействие с кислотами (уравнение 5)

Получение металлов из оксидов с помощью восстановителей: водорода, алюминия, оксида углерода (II). Роль металлов и сплавов в современной технике

Для получения металлов из оксидов используются различные восстановители. Использование водорода позволяет получать активные металлы, не восстанавливаемые оксидом углерода (II). Также этот способ применяется для получения металлов с низким содержанием примесей, например, для химической лаборатории. Стоимость этого способа довольно высока. В качестве примера можно привести реакцию восстановления меди из оксида меди (II) при нагревании в струе водорода:

CuO + H₂ = Cu + H₂O

С указанием степени окисления элементов:

Cu⁺²O + H₂⁰ = Cu⁰ + H₂⁺¹O

Хотя реакция обратимая, но проведение ее в токе водорода, и, как следствие, удаление паров воды из зоны реакции позволяет сместить равновесие вправо и добиться полного восстановления меди.

Железо, поступающее в школьную лабораторию, часто на этикетке имеет надпись: «Восстановлено водородом»:

Fe₂O₃ + 3H₂ = 2Fe + 3H₂O

Способ восстановления металлов алюминием получил название «алюминотермия» или «алюмотермия». Алюминий является еще более активным восстановителем. Этим способом получают хром, марганец:

2Al + Cr₂O₃ = Al₂O₃ + 2Cr

При реакции оксида железа (III) с порошком алюминия (смесь необходимо поджечь магниевой лентой) выделяется много тепла:

2Al + Fe₂O₃ = Al₂O₃ + 2Fe

Алюминотермией получают некоторое количество кальция. Обратите внимание, что в электрохимическом ряду напряжений кальций находится левее алюминия, но это не делает невозможным данный способ – не следует забывать, что ряд напряжений говорит о возможности или невозможности протекания реакций только в растворах.

Оксид углерода (II) применяется наиболее широко. Например, при выплавке чугуна в доменной печи восстановителями являются кокс и образующийся оксид углерода(II). Суммарное уравнение получения железа из красного железняка:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

Чистые металлы в современной технике используются сравнительно редко. Чистые медь и алюминий применяются для изготовления электрических проводов. Цинк, никель, хром, золото наносятся на поверхность стальных изделий для защиты от коррозии и придания красивого внешнего вида.

Сплавы обладают более высокой прочностью. Легкие сплавы на основе алюминия, например, дуралюмины (содержат медь и магний) – особенно широко применяются в изготовлении летательных аппаратов, автомобилей, скоростных судов.

Сплавы на основе железа – чугун и сталь – основные конструкционные материалы современной техники. Чугун, благодаря более низкой стоимости, устойчивости к коррозии, хорошим литейным качествам широко применяется для изготовления станков, печных плит, декоративных садовых решеток и пр.

Сталь хорошо обрабатывается и обладает высокой прочностью. Добавление в сталь легирующих добавок позволяет придавать ей особые свойства: высокую твердость, устойчивость к коррозии (нержавеющие стали), кислотам (кислотоупорные), высоким температурам (жаропрочные) и т.д.

Сплавы на основе меди – латуни и бронзы – обладают хорошей теплопроводностью, устойчивостью к коррозии (в том числе в морской воде), красивым внешним видом. Применяются для изготовления радиаторов, в судостроении, для декоративных целей.

Сплавы олова и свинца – припóи – обладают более низкой температурой плавления, чем олово и свинец в отдельности. Используются при пайке.

Скорость химических реакций и факторы от которых она зависит: природа реагирующих веществ, их концентрация, температура протекания химических реакций, поверхность соприкосновения реагирующих веществ, катализаторы

В жизни мы сталкиваемся с разными химическими реакциями. Одни из них, как ржавление железа, могут идти несколько лет. Другие, например, сбраживание сахара в спирт, – несколько недель. Дрова в печи сгорают за пару часов, а бензин в моторе – за долю секунды.

Чтобы уменьшить затраты на оборудование, на химических заводах повышают скорость реакций. А некоторые процессы, например, порчу пищевых продуктов, коррозию металлов, – нужно замедлить.

Скорость химической реакции можно выразить как изменение количества вещества (n, по модулю) в единицу времени (t) – сравните скорость движущегося тела в физике как изменение координат в единицу времени: υ = Δx/Δt. Чтобы скорость не зависела от объема сосуда, в котором протекает реакция, делим выражение на объем реагирующих веществ (v), т.е. получаем изменение количества вещества в единицу времени в единице объема, или изменение концентрации одного из веществ в единицу времени:

n₂ – n₁ Δn Δс
υ = –––––––––– = –––––––– = –––––––– (1)
(t₂ – t₁) • v Δt • v Δt

где c = n/v – концентрация вещества,

Δ (читается «дельта») – общепринятое обозначение изменения величины.

Если в уравнении у веществ разные коэффициенты, скорость реакции для каждого из них, рассчитанная по этой формуле будет различной. Например, 2 моль сернúстого газа прореагировали полностью с 1 моль кислорода за 10 секунд в 1 литре:

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Скорость по кислороду будет: υ = 1: (10 • 1) = 0,1 моль/л·с

Скорость по сернúстому газу: υ = 2: (10 • 1) = 0,2 моль/л·с – это не нужно запоминать и говорить на экзамене, пример приведен для того, чтобы не путаться, если возникнет этот вопрос.

Скорость гетерогенных реакций (с участием твердых веществ) часто выражают на единицу площади соприкасающихся поверхностей:

Δn
υ = –––––– (2)
Δt • S

Гетерогенными называются реакции, когда реагирующие вещества находятся в разных фазах:

· твердое вещество с другим твердым, жидкостью или газом,

· две несмешивающиеся жидкости,

· жидкость с газом.

Гомогенные реакции протекают между веществами в одной фазе:

· между хорошо смешивающимися жидкостями,

· газами,

· веществами в растворах.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: