衡水中学高一化学学案氨硫酸硝酸详解.docVIP

高一化学学案——氨 硫酸 硝酸 教学目标： 1、了解氨的物理性质。掌握氨的化学性质及氨的实验室制法。 2、了解铵盐的性质。掌握铵根的检验。3、掌握硫酸、硝酸的性质 4、了解硫酸、硝酸和氨相关重要化工产品的性质，了解氮的循环对生态平衡的作用。 教学重点： 氨的性质；铵盐的性质。浓硫酸、硝酸的氧化性。 教学难点： 氨水中的平衡和氨水的成分；氨与氧气的反应。浓硫酸、硝酸的氧化性。 气味的气体，密度比空气 ， 溶于水，在常温下，1体积水大约可溶解 体积氨气。易液化，液氨常作制冷剂 。 氨的喷泉实验: 装置如图： 操作：打开止水夹，挤压胶头滴管，使少量水进入烧瓶 现象：形成红色的喷泉。 思考：①烧瓶内为什么会形成喷泉？ NH3极易溶于水，当其溶于水后，烧瓶内的压强突然减小，形成内外压强差，大气压将烧杯中的水压入烧瓶，即形成美丽的喷泉。 ②溶液为什么变成红色？ 2．化学性质： （1） 与水的反应 NH3 + H2O NH3·H2O NH4＋ + OH－ 碱性：NH3·H2O NH4＋ + OH－  不稳定性：NH3·H2O ＝ NH3↑ + H2O 关键记忆：1．氨水中主要成分是NH3·H2O而不是NH3。溶质指NH3 液氨 氨水 一水合氨 物质组成 是NH3液态，是纯净物。 混合物： NH3、H2O 、 NH3·H2O、 NH4＋、OH－、H＋（很少） 纯净物NH3·H2O 相互联系 NH3溶于水形成氨水，一水合氨是弱碱，弱电解质是纯净物，具有不稳定，受热易分解的特性，且不能单独存在，只能在氨水中存在。 2．弱碱性，即部分电离弱电解质。 3．氨水对金属有腐蚀作用，不能用金属容器盛放。一般盛在橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶中 。 4．氨水的密度小于1g/cm3，且浓度越大密度越小。 液氨、氨水与一水合氨区别与联系： （2）与酸的反应： NH3 + HCl = NH4Cl（白烟） NH3 +HNO3=NH4NO3（白烟） 2NH3+H2SO4 =(NH4)2SO4 反应实质： NH3 + H+ ==NH4+ （3）与氧气反应： 氨的催化（接触）氧化 4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O （氨的还原性） 注意：此反应放热。是工业制硝酸的基础 。 （4）与其它氧化剂： ２NH3 + 3Cl2 == N2 + 6HCl（氨气不足） 8 NH3 + 3Cl2 == N2 + 6NH4Cl（氨气过量，可用于检验氯气管道是否泄露） 3CuO + 2NH3 △　　３Cu+ N2 +3H2O 3、用途：重要的化工原料，制氮肥、制硝酸、铵盐、纯碱、合成纤维、塑料、染料、尿素等，做致冷剂。 二、铵盐：由铵根离子（NH4+ ）和酸根离子构成的化合物叫铵盐。 1、物理性质：均为易溶于水的晶体。 2、化学性质： ⑴不稳定性 ： 受热易分解。 NH4Cl === NH3 ↑+ HCl ↑ NH3 + HCl ===NH4Cl NH4HCO3 ==== NH3 ↑ + H2O↑ + CO2 ↑ (NH4)2CO3=== 2NH3 ↑+ H2O ↑+ CO2↑ (2) 与碱反应： NH4Cl + NaOH === NaCl + NH3↑ + H2O (NH4)2SO4 + 2NaOH == Na2SO4 + 2NH3↑ + 2H2O NH4NO3 +NaOH == NaNO3 +NH3↑ +H2O 实验室制法： （1）原理：铵盐 ＋ 碱 NH3↑  2 NH4Cl + Ca(OH)2 ==== CaCl2 + 2 NH3↑ + 2 H2O (2) 实验装置：固 + 固 气体 制气装置与制氧气装置相同 （3）注意事项：不用NaOH （强碱腐蚀玻璃；NaOH有吸湿性，易结块，不利于NH3产生）；试管必须干燥。 （4）干燥：碱石灰（不能用CaCl2） （5）收集：向下排