Аммиак это газ или жидкость

Свойства

Мо­ле­ку­ла NН3 име­ет фор­му пра­виль­ной пи­ра­ми­ды с ато­мом азо­та в вер­ши­не; свя­зи NН по­ляр­ны, энер­гия свя­зи NH 389,4 кДж/моль. У ато­ма N име­ет­ся не­по­де­лён­ная па­ра элек­тро­нов, ко­то­рая обу­слов­ли­ва­ет спо­соб­ность А. к об­ра­зо­ва­нию до­нор­но-акцеп­тор­ной и во­до­род­ной свя­зей. Мо­ле­ку­ла NН3 спо­соб­на к ин­вер­сии – «вы­во­ра­чи­ва­нию на­из­нан­ку» пу­тём про­хож­де­ния ато­ма азо­та сквозь об­ра­зо­ван­ную ато­ма­ми во­до­ро­да плос­кость ос­но­ва­ния пи­ра­ми­ды.

А. – бес­цвет­ный газ с рез­ким за­па­хом; пл –77,7 C; кип –33,35 C; плот­ность га­зо­об­раз­но­го NН3 (при 0 C, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м3; те­п­ло­та об­ра­зо­ва­ния А. из эле­мен­тов обр –45,94 кДж/моль. Су­хая смесь А. с воз­ду­хом (15,5–28% по мас­се NН3) спо­соб­на взры­вать­ся. Жид­кий NН3 – бес­цвет­ная, силь­но пре­лом­ляю­щая свет жид­кость, хо­ро­ший рас­тво­ри­тель для мн. ор­га­нич. и не­ор­га­нич. со­еди­не­ний. А. лег­ко рас­тво­рим в во­де (33,1% по мас­се при 20 C), не­сколь­ко ху­же в спир­те, аце­то­не, бен­золе, хло­ро­фор­ме. Рас­твор А. в во­де – ам­ми­ач­ная во­да – бес­цвет­ная жид­кость с за­па­хом А.; рас­твор, со­дер­жа­щий 10% по мас­се NН3, име­ет тор­го­вое назв. на­ша­тыр­ный спирт. В вод­ном рас­тво­ре А. час­тич­но ио­ни­зи­ро­ван на N и ОН–, что обу­слов­ли­ва­ет ще­лоч­ную ре­ак­цию рас­тво­ра (р 9,247).

Получение и применение

В при­ро­де А. об­ра­зу­ет­ся при раз­ло­же­нии азот­со­дер­жа­щих со­еди­не­ний. В 1774 Дж. впер­вые со­брал в ртут­ной ван­не А., об­ра­зую­щий­ся при дей­ст­вии из­вести на хло­рид ам­мо­ния. Ста­рей­ший пром. спо­соб по­лу­че­ния NН3 – вы­де­ле­ние А. из от­хо­дя­щих га­зов при кок­со­ва­нии уг­ля.

Осн. совр. спо­соб по­лу­че­ния А. – син­тез его из азо­та и во­до­ро­да, пред­ло­жен­ный в 1908 Ф. . Син­тез А. в пром-сти осу­ще­ст­в­ля­ют по ре­ак­ции N23Н22NН3. Сдви­гу рав­но­ве­сия впра­во спо­соб­ст­ву­ют по­вы­ше­ние дав­ле­ния и по­ни­же­ние темп-ры. Про­цесс про­во­дят при дав­ле­нии ок. 30 МПа и темп-ре 450–500 C в при­сут­ст­вии ка­та­ли­за­то­ра – Fe, ак­ти­ви­ро­ван­но­го ок­си­да­ми K2О, Аl2О3, СаО и др. При од­но­крат­ном про­хо­ж­де­нии че­рез мас­су ка­та­ли­за­то­ра воз­мож­но пре­вра­ще­ние в А. лишь 20–25% ис­ход­ной га­зо­вой сме­си; для пол­но­го пре­вра­ще­ния не­об­хо­ди­ма мно­го­крат­ная цир­ку­ля­ция. Осн. сы­рьё для по­лу­че­ния Н2 в про­из-ве А. – при­род­ный го­рю­чий газ, пе­ре­ра­ба­ты­вае­мый ме­то­дом двух­сту­пен­ча­той па­ро­га­зо­вой кон­вер­сии ме­та­на.

Про­из-во А. вклю­ча­ет сле­дую­щие ста­дии: очи­ст­ку при­род­но­го га­за от сер­ни­стых со­еди­не­ний ка­та­ли­тич. гид­ри­рова­ни­ем их до Н2S c по­сле­дую­щим по­гло­ще­ни­ем А. ZnO; па­ро­вую кон­вер­сию при­род­но­го га­за под дав­ле­ни­ем 3,8 МПа при темп-ре 860 C на ка­та­ли­за­то­ре Ni – Al в труб­ча­той пе­чи (пер­вич­ный ри­фор­минг); па­ро­воз­душ­ную кон­вер­сию ос­та­точ­но­го ме­та­на в шахт­ном кон­вер­те­ре (вто­рич­ный ри­фор­минг) при 990–1000 C и 3,3 МПа на ка­та­ли­за­то­ре Ni – Al; на этом эта­пе во­до­род обо­га­ща­ет­ся азо­том из ат­мо­сфер­но­го воз­ду­ха для по­лу­че­ния сме­си азо­та с во­до­ро­дом (со­от­но­ше­ние по объ­ё­му 1:3), по­сту­паю­щей на син­тез NН3; кон­вер­сию СО до СО2 и Н2 сна­ча­ла при 450 C и 3,1 МПа на ка­та­ли­за­то­ре Fe – Cr, за­тем при 200–260 C и 3,0 МПа на ка­та­ли­за­то­ре Zn – Cr – Cu; очи­ст­ку Н2 от СО2 аб­сорб­ци­ей рас­тво­ром мо­но­эта­но­ла­ми­на или го­ря­чим рас­тво­ром K2СО3 при 2,8 МПа; очи­ст­ку сме­си Н2 и N2 пу­тём гид­ри­ро­ва­ния от ос­та­точ­ных СО и СО2 в при­сут­ст­вии ка­та­ли­за­то­ра Ni – Al при 280 C и 2,6 МПа; ком­при­ми­ро­ва­ние (сжа­тие) очи­щен­но­го га­за до 15–30 МПа и син­тез А. на же­лез­ном про­мо­ти­ро­ванном ка­та­ли­за­то­ре при 400–500 C в ре­ак­то­ре син­те­за с на­сад­кой с ра­ди­аль­ным или ак­си­аль­ным хо­дом га­за. По­став­ляе­мый в пром-сть жид­кий А. со­дер­жит не ме­нее 99,96% по мас­се NH3. В А., транс­пор­ти­руе­мый по тру­бо­про­во­ду, до­бав­ля­ет­ся до 0,2–0,4% Н2О для ин­ги­би­ро­ва­ния кор­ро­зии ста­ли.

А. при­ме­ня­ют в про­из-ве азот­ной ки­сло­ты, мо­че­ви­ны, со­лей ам­мо­ния, ам­мо­фо­са, уро­тро­пи­на, со­ды (по ам­ми­ач­но­му ме­то­ду), как жид­кое удоб­ре­ние, в ка­че­ст­ве хла­да­ген­та и пр. Пу­чок мо­ле­кул NH3 был ис­поль­зо­ван в ка­че­ст­ве ра­бо­че­го ве­ще­ст­ва в пер­вом кван­то­вом ге­не­ра­то­ре – ма­зе­ре (1954).

А. ток­си­чен. При со­дер­жа­нии в воз­ду­хе 0,02% А. по объ­ё­му раз­дра­жа­ет сли­зи­стые обо­лоч­ки. Жид­кий А. вы­зы­ва­ет силь­ные ожо­ги ко­жи.

Ми­ро­вое про­из-во А. (в пе­ре­счё­те на N) ок. 125,7 млн. т/год (2001), в т. ч. в РФ 11 млн. т/год.

. Степень окисления азота равна (–3). В молекуле три ковалентные полярные связи. У атома азота одна электронная пара остаётся и играет важную роль в способности аммиака вступать в химические реакции.

Молекула аммиака имеет форму , в вершине которой расположен атом азота, а в основании — три атома водорода.

Рис. (1). Молекула аммиака

Общие электронные пары в молекуле смещены к более электроотрицательному атому азота. Он заряжен отрицательно, а атомы водорода — положительно. Поэтому молекула полярна и представляет собой . Благодаря высокой полярности молекулы аммиака способны образовывать водородные связи между собой и с молекулами воды. Образование водородных связей влияет на физические свойства вещества.

При обычных условиях аммиак представляет собой с резким неприятным . Он легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо в воде — при (20) °С в одном объёме воды может раствориться до (700) объёмов аммиака. Раствор с содержанием газа (25) % называется аммиачной водой, а (10)%-ный раствор используется в медицине как нашатырный спирт.

Аммиак легко при пониженной температуре или при повышенном давления. При испарении жидкого аммиака поглощается много тепла, что позволяет использовать его в холодильных установках.

Степень окисления азота в аммиаке — (–3), поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он выступает в роли .

Аммиак окисляется с образованием азота или оксида азота((II)). Результат реакции зависит от условий её протекания.

При горении аммиака в чистом кислороде образуется :

Если реакция проводится с катализатором, то образуется ((II)):

2. Основные свойства.

Если в водный раствор аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, то его окраска станет малиновой. Значит, раствор содержит гидроксид-ионы. Образование этих ионов происходит в результате реакции между водой и молекулами аммиака:

Образующийся в реакции неустойчивый частично диссоциирует на и .

Аммиак реагирует с. При этом образуются . Так, с соляной кислотой образуется , а с серной — :

В промышленности аммиак синтезируют из азота и водорода:

Рис. (2). Производство аммиака

Лабораторный способ получения — реакция между солью аммония и гидроксидом кальция:

В больших количествах аммиак применяется для производства азотной кислоты и , а также и . Используется в . Нашатырный спирт находит применение в медицине и в быту.

Рис. 1. Молекула аммиака https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/11/Ammonia-2D-dimensions.png

Рис. 2. Производство аммиака https://cdn.pixabay.com/photo/2014/07/31/21/42/industry-406905_960_720.jpg

Аммиак, получение, свойства, химические реакции.

Аммиак, NH3 – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак, формула, газ, характеристики

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики

Физические свойства аммиака

Химические свойства аммиака

Получение аммиака в промышленности и лаборатории

Химические реакции – уравнения получения аммиака

Применение и использование аммиака

Аммиак, формула, газ, характеристики

Аммиак – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак (NH3) – наиболее простое и устойчивое соединение азота с водородом.

Химическая формула аммиака NH3. Изомеров не имеет.

Строение молекулы аммиака:

Форма молекулы аммиака напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

https://youtube.com/watch?v=SCTa_LD3Czw%3Ffeature%3Doembed

Аммиак – при нормальных условиях бесцветный газ, с резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта»).

Аммиак – токсичное горючее газообразное вещество, обладающее свойством образовывать при контакте с воздухом взрывоопасную смесь.

Легче . Плотность по сравнению с плотностью 0,59. Таким образом, аммиак практически вдвое (в 1,7 раза) легче воздуха. Его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

Аммиак – это горючий . Пожаро- и взрывоопасен. В чистом кислороде аммиак сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Аммиак горит при наличии постоянного источника огня. Наличие масел и другого горючего увеличивает пожаровзрывоопасность этого вещества.

Аммиак образует с воздухом взрывоопасную смесь. Концентрационные пределы распространения пламени – 15,0-33,6 объемные доли, %; либо 107-240 г/м3. Наиболее легковоспламеняемая концентрация 24,5% (180 г/м3).

Хорошо растворим в как в газообразном, та и в жидком состоянии. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика – около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме . При растворении аммиака в воде выделяется значительное количество .

Водный раствор аммиака имеет сильную щелочную реакцию вследствие образования гидроокиси аммония NH4OH.

Аммиак относится к токсичным веществам, к IV классу опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007. ПДК аммиака в атмосферном воздухе населенных мест по ГОСТ 6221-90 составляет: максимально разовая – 0,2 мг/м3; среднесуточная – 0,04 мг/м3. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) по ГОСТ 12.1.005-88 составляет 20 мг/м³. Ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм, т.к. запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Газообразный аммиак вызывает острое раздражение слизистых оболочек, слезотечение, отравление и удушье. Жидкий аммиак или струя , попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Аммиак в следовых количествах содержится в природе и планетах Солнечной системы. Почки человека выделяют аммиак для нейтрализации избыточной кислоты.

Ежегодное мировое промышленное производство аммиака составляет более 180 млн тонн. Он относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Аммиак как является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные , а также другие простые вещества, как, например, , , . Слабо растворяются в жидком аммиаке азотнокислые, хлористые и бромистые соли, а соли серной, угольной, уксусной и фосфорной кислот, как правило, нерастворимы.

Чистый жидкий аммиак является диэлектриком, поэтому способен к образованию на стенках сосудов статического .

Сжиженный безводный аммиак относится к трудногорючим веществам.

Жидкий аммиак или струя газа, попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Твёрдый аммиак внешне представляет собой снегообразную массу из кубических кристаллов правильной формы.

Физические свойства аммиака

* при температуре выше критической температуры невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

Химические свойства аммиака

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары у атома азота. Степень окисления азота в аммиаке «-3» – минимальная. Поэтому в химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами и проявляет только восстановительные свойства.

Для аммиака характерны следующие химические реакции:

1. реакция взаимодействия аммиака и воды:

NH3 + H2O ⇄ NH3•H2O.

В результате реакции образуется гидрат аммония (NH3•H2O или NH4OН). Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду.

При кипении гидрат аммиака разлагается с образованием аммиака и .

2. реакция взаимодействия аммиака и ортофосфорной кислоты:

В результате реакции образуется дигидрофосфат аммония.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими кислотами – с образованием солей аммония.

3. реакция взаимодействия аммиака и кислорода – горения аммиака:

В результате реакции образуется азот и . Реакция носит необратимый характер.

4. реакция каталитического окисления аммиака:

В результате первой реакции образуются (II) и вода. В качества катализатора используются платина и ее сплавы с металлами-платиноидами, оксиды , , ,  и др.

В результате второй реакции образуются азотная и вода. Это промышленный способ получения азотной кислоты. При этом смесь с 10% (по объему) аммиака пропускается над рядами сеток ( с 5-15% ) при температуре около 850 оС и давлении 5 атм; время контактирования с ограничено до ≤ 1 мс чтобы минимизировать нежелательные побочные реакции. Степень превращения составляет около 96% (одна из наиболее эффективных из известных промышленных каталитических реакций); выходящие газы пропускают через абсорбционную колонну и получают 60%-й водный раствор азотной при 40°C. Реакция протекает в три стадии.

5. реакция взаимодействия аммиака и оксида меди:

В результате реакции образуются азот, и . В ходе реакции аммиак пропускается через нагретый .

6. реакция термического разложения аммиака:

2NH3 ⇄ N2 + 3H2 (t = 1200-1300 оС).

В результате реакции образуются азот и .

7. реакция взаимодействия аммиака и фтора:

В результате реакции образуются фтороводород и . Реакция происходит при высоких температурах.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими галогенами.

8. реакция взаимодействия оксида калия и аммиака:

В результате реакции образуются амид калия и . Реакция медленно протекает в жидком аммиаке.

Получение аммиака в промышленности и лаборатории. Химические реакции – уравнения получения аммиака

Аммиак в лабораторных условиях получается в результате следующих химических реакций:

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид натрия и вода.

В результате реакции образуются газообразный аммиак, сульфат кальция и вода.

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид кальция и вода.

Таким образом, для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

Аммиак в промышленности получают путем прямого взаимодействия водорода и азота:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 (kat = пористое железо с примесями Al2O3 и K2O, t = 500 оС, p = 350 атм.).

За счет высокого давления равновесие в указанной реакции смещается в сторону аммиака. Это так называемый процесс Габера. Немецкий физик Фриц Габер разработал физико-химические основы данного метода.

Применение и использование аммиака

– в холодильной технике в качестве хладагента R717, где R – Refrigerant (хладагент), 7 – тип хладагента (неорганическое соединение), 17 – молекулярная масса,

– в медицине в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт,

– в химической промышленности для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина),

– как сырье в химической промышленности для производства взрывчатых веществ, полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу), нейлона, капрона и других продуктов химической промышленности,

– жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

– в сельском хозяйстве в качестве удобрения в виде аммиачной воды.

почему газообразный жидкий аммиак кислота формула связь можно водный химическая связь растворим растворили имеет является
вычислите уравнение моль окисление концентрация свойства производство плотность образование синтез взаимодействие водный раствор получение запах масса какой объем молекула краска без аммиака для волос

Аммиак — это бесцветный газ с характерным резким запахом. Он легче воздуха, очень хорошо растворяется в воде и легко сжижается. Молекулы аммиака имеют форму пирамиды; они полярны и образуют водородные связи между собой и с молекулами воды.

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподелённую электронную пару, за счёт которой может образовать донорно-акцепторную связь.

В лаборатории этот газ получают реакцией обмена между солью аммония и щёлочью:

1. Основные свойства аммиак проявляет в реакциях с водой и кислотами.

Присутствие гидроксид-ионов можно обнаружить по изменению окраски индикаторов. Наиболее наглядно это видно, если добавить фенолфталеин, который становится малиновым.

Смотри видео «Растворение аммиака в воде».

Смотри видео «Взаимодействие аммиака с кислотами».

2. Восстановительные свойства аммиак проявляет в реакциях с кислородом и оксидами металлов.

Продукты взаимодействия аммиака с кислородом зависят от условий проведения реакции. При горении аммиака в кислороде образуется азот:

Если смесь аммиака и кислорода пропускать над катализатором, то получается оксид азота((II)):

В реакциях с оксидами металлов аммиак окисляется до азота:

3. Аммиак вступает в реакции с органическими веществами и его используют для получения аминов и аминокислот.

4. Важное практическое значение имеет реакция с углекислым газом, в которой образуется мочевина, или карбамид (ценное азотное удобрение):

1. Соли аммония имеют ионное строение. Они растворяются в воде и полностью диссоциируют на катионы аммония и анионы кислотного остатка:

2. Соли неустойчивы к нагреванию и разлагаются с образованием разных продуктов. Например:

Смотри видео «Разложение дихромата аммония».

3. Все соли аммония реагируют со щелочами с образованием аммиака:

Аммиак легко обнаружить по запаху или с помощью влажной индикаторной бумажки (она показывает щелочную среду).

Реакцию со щёлочью используют для качественного определения ионов аммония.

Смотри видео «Качественная реакция на ионы аммония со щёлочью».

4. Соли аммония могут вступать и в другие реакции обмена с участием иона кислотного остатка. Например:

Основное направление применения солей аммония — минеральные удобрения. Карбонат и гидрокарбонат аммония используются как разрыхлители для теста.

Рис. 1. Строение молекулы аммиака. Общественное достояние: https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=1117377. Дата обращения 20.05.2023.

Молекула NН3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи NН полярны, энергия связи NH 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Аммиак. Структура молекулы. Архив БРЭ.Молекула NН3 способна к инверсии – «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом; tпл –77,7 °C; tкип –33,35 °C; плотность газообразного NН3 (при 0 °C, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м3; теплота образования аммиака из элементов ΔНобр –45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5–28% по массе NН3) способна взрываться. Жидкий NН3 – бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20 °C), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде – аммиачная вода – бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NН3, имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на N и ОН–, что обусловливает щелочную реакцию раствора (рK 9,247).

В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 г. Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NН3 – выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.

Основной способ получения аммиака – синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 г. Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450–500 °C в присутствии катализатора – Fe, активированного оксидами K2О, Аl2О3, СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20–25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н2 в производстве аммиака – природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.

Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н2S c последующим поглощением сероводорода оксидом цинка; паровую конверсию природного газа под давлением 3,8 МПа при температуре 860 °C на катализаторе Ni – Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990–1000 °C и 3,3 МПа на катализаторе Ni – Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NН3; конверсию СО до СО2 и Н2 сначала при 450 °C и 3,1 МПа на катализаторе Fe – Cr, затем при 200–260 °C и 3,0 МПа на катализаторе Zn – Cr – Cu; очистку Н2 от СО2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором K2СО3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н2 и N2 путём гидрирования от остаточных СО и СО2 в присутствии катализатора Ni – Al при 280 °C и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15–30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400–500 °C в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH3. В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2–0,4% Н2О для ингибирования коррозии стали.

Современная технология синтеза аммиака заключается в получении азота из воздуха, а водорода – из воды при помощи электролизёра, работающего на возобновляемой энергии. Полученный таким способом аммиак называют зелёным аммиаком, ввиду отсутствия выбросов углекислого газа при его производстве. В зависимости от способа производства и объема выбросов CO2 различают голубой и серый аммиак.

Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе – мазере (1954).

Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.

Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 147 млн т/год (2020), в том числе в РФ 16,1 млн т/год.

Дата публикации:  17 июня 2022 г. в 14:49 (GMT+3)