PPt4Web Хостинг презентаций

Главная / Химия / Строение молекулы аммиака
X Код для использования на сайте:

Скопируйте этот код и вставьте его на свой сайт

X

Чтобы скачать данную презентацию, порекомендуйте, пожалуйста, её своим друзьям в любой соц. сети.

После чего скачивание начнётся автоматически!

Кнопки:

Презентация на тему: Строение молекулы аммиака


Скачать эту презентацию

Презентация на тему: Строение молекулы аммиака


Скачать эту презентацию



№ слайда 1 Аммиак. Соли аммония. Методы получения. Химические свойства аммиака и солей аммо
Описание слайда:

Аммиак. Соли аммония. Методы получения. Химические свойства аммиака и солей аммония

№ слайда 2 Строение молекулы аммиака Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с а
Описание слайда:

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

№ слайда 3 Химические свойства аммиака УХР взаимодействия аммиака с водой, газообразного ам
Описание слайда:

Химические свойства аммиака 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

№ слайда 4 Аммиак − слабое основание Аммиак − это слабое основание, водные растворы аммиака
Описание слайда:

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 NH3 + H2O ⇌ NH3•H3O ⇌ NH4OH ⇌ NH41+ + OH1− гидрат аммиака гидроксид аммония Водный раствор аммиака – слабое основание Механизм образования катиона аммония: Электронная пара атома азота (донор) NH3 взаимодействует с вакантной электронной орбиталью протона водорода □H1+ (акцептор): : NH3 + □H1+→ [NH4]1+

№ слайда 5 Взаимодействие аммиака с хлороводородом и раствором соляной кислоты 2. При взаим
Описание слайда:

Взаимодействие аммиака с хлороводородом и раствором соляной кислоты 2. При взаимодействии: а) газообразного аммиака с газообразным хлороводородом образуется твердый мелкокристаллический хлорид аммония NH3(газ) + HCI(газ) → NH4CI (твердый хлорид аммония) б) раствора аммиака с раствором соляной кислоты происходит образование раствора хлорида аммония: NH3(раствор) + HCI(раствор) → NH4CI (раствор)

№ слайда 6 Взаимодействие раствора аммиака с растворами кислот 3. Аммиак взаимодействует с
Описание слайда:

Взаимодействие раствора аммиака с растворами кислот 3. Аммиак взаимодействует с кислотами, образуя соли аммония: а) с серной кислотой − сульфат или гидросульфат аммония: 2NH3 + H2SO4 →(NH4)2SO4 сульфат аммония NH3 + H2SO4 → NH4НSO4 гидросульфат аммония б) с азотной кислотой − нитрат аммония: NH3 + HNO3 → NH4NO3

№ слайда 7 Взаимодействие раствора аммиака с растворами солей 4. Аммиака или гидроксид аммо
Описание слайда:

Взаимодействие раствора аммиака с растворами солей 4. Аммиака или гидроксид аммония реагирует с растворами солей, образуя нерастворимые основания или нерастворимые амфотерные гидроксиды: а) 6NH3•Н2О + Al2(SO4)3 → 3(NH4)2SO4 + 2 Al(OH)3↓ гидроксид алюминия б) 2NH3•Н2О + Zn(NO3)2→ 2NH4NO3 + Zn(OH)2↓ гидроксид цинка

№ слайда 8 Взаимодействие аммиака с соединениями меди (II) и другими солями 5. Комлексообра
Описание слайда:

Взаимодействие аммиака с соединениями меди (II) и другими солями 5. Комлексообразование – молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения, благодаря своим электронодонорным свойствам. Введение избытка аммиака в растворы солей приводит к образованию их амминокомплексов: CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 − изменение окраски раствора с голубой на ярко-синюю Cu(ОН)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](ОН)2 – растворение осадка голубого цвета, образование прозрачного ярко-синего раствора Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2 − изменение окраски раствора с зеленой на сине-фиолетовую

№ слайда 9 Аммиак – сильный восстановитель Так как в аммиаке атом N−3 находится в низшей ст
Описание слайда:

Аммиак – сильный восстановитель Так как в аммиаке атом N−3 находится в низшей степени окисления, то аммиак проявляет свойства сильного восстановителя

№ слайда 10 Свойства аммиака как восстановителя 1. Взаимодействие с галогенами: а) Фтор мгно
Описание слайда:

Свойства аммиака как восстановителя 1. Взаимодействие с галогенами: а) Фтор мгновенно окисляет аммиак до трифторида: N–3H3 + 3F2 → N+3F3 + 3HF; б) Хлор окисляет аммиак до свободного азота: 2N–3H3 + 3Cl2 →N20 + 6HCl 8N–3H3 + 3Cl2 → N20 + 6N–3H4Cl (при избытке аммиака образуется не хлороводород, а хлорид аммония) в) Бром также окисляет аммиак до свободного азота: 2N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6HBr 8N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6N–3H4Br 2. Взаимодействие с кислородом: а) аммиак в кислороде горит зеленовато-желтым пламенем: 4N–3H3 + 3O2 → 2 N20 + 6H2O б) каталитическое окисление t°C, Pt 4N–3H3 + 5O2 → 4N+2O + 6H2O 3. Восстановление металлов из оксидов 2N–3H3 + 3Cu+2O = N20 + 3Cu0 + 3H2O

№ слайда 11 Методы получения аммиака Промышленные методы получения аммиака; Лабораторные мет
Описание слайда:

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

№ слайда 12 Промышленный метод получения аммиака Прямое взаимодействие водорода и азота (про
Описание слайда:

Промышленный метод получения аммиака Прямое взаимодействие водорода и азота (процесс Габера): р=200 атм N2(г) + 3H2(г) ⇌ 2NH3(г) + 91,84 кДж 400°C, Fe Катализатор: пористое железо с примесями Al2O3, K2O

№ слайда 13 Лабораторные методы получения Аммиака
Описание слайда:

Лабораторные методы получения Аммиака

№ слайда 14 Получение и термолиз солей аммония Все соли аммония при нагревании разлагаются;
Описание слайда:

Получение и термолиз солей аммония 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

№ слайда 15 Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение
Описание слайда:

Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение

№ слайда 16 Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение
Описание слайда:

Получение и термолиз солей аммония (не ОВР) Получение

№ слайда 17 Получение и термолиз солей аммония (ОВР) Получение
Описание слайда:

Получение и термолиз солей аммония (ОВР) Получение

№ слайда 18 Свойства солей аммония 1. Все соли аммония при нагревании взаимодействуют со щел
Описание слайда:

Свойства солей аммония 1. Все соли аммония при нагревании взаимодействуют со щелочами: Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑ 2. Все соли аммония гидролизуются по катиону

№ слайда 19 1. Гидролиз солей аммония, образованных сильными кислотами 1.1. Галогениды аммон
Описание слайда:

1. Гидролиз солей аммония, образованных сильными кислотами 1.1. Галогениды аммония (хлориды, бромиды, йодиды) NH4Cl → NH41+ + Cl1− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NH4Cl + Н2O NH4OH + HCl рН < 7, среда – кислотная; 1.2. Нитрат аммония NН4NО3 → NH41+ + NО31− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NН4NО3 + Н2O NH4OH + HNО3 рН < 7, среда – кислотная; 1.3. Сульфат аммония (NH4)2SO4 → 2NH41+ + SO42− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) (NH4)2SO4 + Н2O NH4OH + NH4НSO4 рН < 7, среда – кислотная

№ слайда 20 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.1. Фторид аммония NH
Описание слайда:

2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.1. Фторид аммония NH4F → NH41+ + F1− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) F1− + Н2O HF + OH1− (гидролиз по аниону) NH4F + Н2O NH4OH + HF рН ≈ 7, среда – нейтральная; 2.2. Нитрит аммония NН4NО2→ NH41+ + NО21− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) NО21− + Н2O HNО2 + OH1− (гидролиз по аниону) NН4NО2 + Н2O NH4OH + HNО2 рН ≈ 7, среда – нейтральная

№ слайда 21 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.3. Сульфид аммония (
Описание слайда:

2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.3. Сульфид аммония (NH4)2S → 2NH41+ + S2− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) S2− + Н2O HS1− + OH1− (гидролиз по аниону) (NH4)2S + Н2O NH4OH + NH4НS рН ≥ 7, среда – слабощелочная; 2.4. Карбонат аммония (NН4)2СО3 → 2NH41+ + СО32− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) СО32− + Н2O HСО31− + OH1− (гидролиз по аниону) (NН4)2СО3 + Н2O NH4OH + NН4НСО3 рН ≥ 7, среда – слабощелочная

№ слайда 22 2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.5. Сульфит аммония (
Описание слайда:

2. Гидролиз солей аммония, образованных слабыми кислотами 2.5. Сульфит аммония (NH4) 2SO3 → 2NH41+ + SO32− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) SO32− + Н2O HSO31− + OH1− (гидролиз по аниону) (NH4) 2SO3 + H2O NH4OH + (NH4) НSO3 рН ≥ 7, среда – слабощелочная; 2.6. Гидросульфит аммония NH4НSO3 → NH41+ + НSO31− NH41+ + Н2O NH4OH + H1+ (гидролиз по катиону) НSO31− + Н2O SО2↑ + H2O + OH1− (гидролиз по аниону) NH4НSO3 + H2O NH4OH + SО2↑ + H2O рН ≈ 7, среда – нейтральная;

Скачать эту презентацию


Презентации по предмету
Презентации из категории
Лучшее на fresher.ru