» » » Аммиак состав, строение, свойства, применение
Аммиак состав, строение, свойства, применение

Презентация на тему Аммиак состав, строение, свойства, применение


Здесь Вы можете скачать готовую презентацию на тему Аммиак состав, строение, свойства, применение. Предмет презентации: Химия. Красочные слайды и илюстрации помогут вам заинтересовать своих одноклассников или аудиторию. Для просмотра содержимого презентации воспользуйтесь плеером, или если вы хотите скачать презентацию - нажмите на соответствующий текст под плеером. Презентация содержит 25 слайдов.

Слайды презентации

Слайд 1
NH 3 Лукуша Елена Фёдоровна, учитель химии МБОУ «Морская средняя школа» городского округа Судак, Республики Крым
Слайд 2
Аммиак может быть обязан своим названием оазису бога Аммона в Северной Африке, находящемуся на перекрестке караванных путей. В очень жарком климате мочевина (NH 2 ) 2 CO, разлагается особенно быстро. Одним из основных продуктов разложения и является аммиак. Оазис «Аммон» в Северной Африке
Слайд 3
По некоторым другим сведениям, аммиак мог получить современное название от древнеегипетского слова «амониан». Так называли всех верующих людей, поклоняющихся богу Амону. Люди во время своих ритуальных обрядов нюхали NH 4 Cl, который при нагревании издаёт запах аммиака. Бог Аммон в образе барана
Слайд 4
Сокращенное название «аммиак» которым мы всегда пользуемся, ввел в обиход в 1801 году русский ученый - химик, академик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал также и систему русской химической номенклатуры. 1781-1852 1781-1852 г г . .
Слайд 5
Строение молекулы
Слайд 6
NH 3 N 1 s 2 2 s 2 2 p 3 + H N H H 3H H N 1 s 1 + δ + δ + δ – δ Химическая связь ковалентная полярная Кристаллическая решетка молекулярная
Слайд 7
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-электроном трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH 4 +
Слайд 8
Физические свойства (при н.у. ) ü бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта) ü легче воздуха (М=17 г/моль) ü хорошо растворяется в воде (1200 объёмов при 0 °C) и 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды ü температура плавления -77.73 °C ü температура кипения -33.34 °C ü ЯДОВИТ!
Слайд 9
По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы.
Слайд 10
Получение аммиака Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = 2NH 3 ↑ + СaCl 2 + 2H 2 O (NH 4 ) 2 SO 4  + 2NaOH  = 2NH 3 ↑ + N a 2 SO 4  + 2H 2 O Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH 4 OH ↔ NH 3 ↑ + H 2 O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:
Слайд 11
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).
Слайд 12
Химические свойства аммиака Для аммиака характерны реакции: 1) с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления); 2) без изменения степени окисления атома азота (присоединение).
Слайд 13
Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N -3  → N 0 → N +2 NH3 - сильный восстановитель
Слайд 14
с кислородом Горение аммиака (при нагревании) 4NH 3  + 3O 2  → 2N 2  + 6H 2 0 Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура) 4NH 3  + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Слайд 15
с оксидами металлов 2NH 3  +3CuO =3Cu + N 2 +3H 2 O
Слайд 16
с сильными окислителями 2NH 3  + 3Cl 2  = N 2  + 6HCl (при нагревании)
Слайд 17
Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму
Слайд 18
Взаимодействие с кислотами NH 3 + HCl → NH 4 Cl 2NH 3 +H 2 SO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4
Слайд 19
Взаимодействие с водой NH 3  + H 2 O = NH 4 OH При добавлении фенолфталеина‑ раствор становится малиновым, так как при растворении аммиака частично образуется гидроксид аммония NH 4 OH.
Слайд 20
Применение аммиака 1. Производство пластмасс и волокон 2. В составе моющих средств
Слайд 21
3. Производство азотных удобрений 4. В сельском хозяйстве
Слайд 22
5. Производство азотной кислоты 6. Получение взрывчатых веществ
Слайд 23
7. В медицине
Слайд 24
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% NH 3 .
Слайд 25
Это интересно ü Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными , ярко красные — черными. ü Облака Юпитера состоят из аммиака.

Не нашли нужной презентации? Закажите ее у наших партнеров. Ответ получите через 5 минут.

Другие презентации по химии



  • Яндекс.Метрика
  • Рейтинг@Mail.ru