» » » 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.

Другие презентации по химии



  • Яндекс.Метрика
  • Рейтинг@Mail.ru