- Физико-химические основы процесса конверсии аммиака.
- Аммиак — урок. химия, 9 класс.
- Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:
- Аммиак, получение, свойства, химические реакции.
- Аммиак, формула, газ, характеристики:
- Аммиак, химические свойства, получение
- Каталитическое окисление аммиака
- Получение аммиака в промышленности и лаборатории. химические реакции – уравнения получения аммиака:
- Применение и использование аммиака:
- Реакции с кислородом
- Физические свойства аммиака:
- Химические свойства
- Заключение
Физико-химические основы процесса конверсии аммиака.
Окисление аммиака кислородом воздуха без катализатора возможно только до N2. На катализаторе между аммиаком и кислородом протекают следующие параллельные реакции:
4NH3 502 -> 4NO 6Н20 ΔН= -946 кДж (IX)
4NH3 302→ 2N2 6Н20 ΔН = -1328 кДж (X)
4NH3 402 -» 2N20 6Н20 ΔН = -1156 кДж. (XI)
Одновременно с этими реакциями могут протекать (параллельно и последовательно) побочные реакции:
4NH3 6NO -> 5N2 6Н20
2NH3 -> N2 ЗН2
2NO -» N2 02.
Приведенные уравнения каталитического окисления аммиака являются суммарными и не отражают истинного механизма процесса.
Из теплового эффекта этих реакций можно видеть, что среди реакций окисления аммиака кислородом наибольшую термодинамическую вероятность имеет реакция (X). Вероятность реакции (IX) с повышением температуры возрастает почти вдвое, а реакции (X) почти не изменяется.
Реакции окисления аммиака сопровождаются значительной убылью свободной энергии, протекают с большой скоростью, практически необратимо (до конца). Теплоты, выделяющейся в результате реакции, вполне достаточно, чтобы процесс протекал автотермично.
Катализаторы, применяемые для окисления аммиака, должны обладать избирательными свойствами, т. е. ускорять только одну из всех возможных реакций, а именно реакцию (IX) окисления аммиака до оксида азота (II). Наиболее селективным и активным катализатором данной реакции оказался платиноидный катализатор, представляющий собой сплав платины с палладием и родием.
Каталитическое окисление аммиака — многостадийный гетерогенно-каталитический процесс, протекающий во внешнедиффузионной области и лимитируемый диффузией аммиака к поверхности катализатора. Ряд гипотез относительно механизма окисления аммиака на платиноидных катализаторах сводится к предположениям об образовании в процессе окисления NH, нестойких промежуточных соединений, которые в результате распада и перегруппировки дают оксид азота (II) и элементарный азот.
Скорость каталитического окисления аммиака по реакции (IX) очень высока. За десятитысячные доли секунды степень превращения аммиака в оксид азота (II) достигает 97—98% при атмосферном давлении.
Окисление оксида азота (II). Нитрозные газы, полученные при окислении аммиака, содержат оксид азота (II), азот, кислород и пары воды. При переработке нитрозных газов в азотную кислоту необходимо окислить оксид азота (II) до диоксида. Реакция окисления
2NO 02 ↔ 2N02; ΔН=-124кДж
обратима, протекает с уменьшением объема и сопровождается выделением теплоты. Следовательно, в соответствии с принципом Ле Шателье снижение температуры и повышение давления способствуют смещению равновесия реакции вправо, т. е. в сторону образования N02.
Окисление оксида азота (П) — самая медленная стадия производства азотной кислоты. Применение в производстве азотной кислоты воздуха, обогащенного кислородом, или чистого кислорода позволяет получать нитрозные газы с повышенным содержанием оксида азота (II) и увеличить скорость окисления N0 в N02.
Нитрозные газы, поступающие на абсорбцию, содержат N02, N204, NO, N20, N,, N203, пары воды.
Абсорбция диоксида азота.Все оксиды азота, за исключением N0, взаимодействуют с водой с образованием азотной кислоты. Поглощение оксидов азота водой связано с растворением в ней N02, N204, N203 и образованием азотной и азотистой кислот. Азотистая кислота является малоустойчивым соединением и распадается на азотную кислоту, оксид азота (II) и воду. Абсорбция протекает по схеме
2N02 Н20 ↔ HN03 HN02 ΔН = -116кДж (XV)
3HN02↔ HNO3 2N0 Н20 ΔН = 76 кДж. (XVI)
Суммарно взаимодействие N02 с водой можно представить уравнением реакции
3N02 Н20 ↔ 2HN03 N0 ΔН =-136кДж,
которое является исходным для всех расчетов процесса абсорбции.
Степень поглощения диоксида азота водными растворами азотной кислоты определяется температурой, давлением, концентрацией кислоты. С понижением температуры и концентрации кислоты и повышением давления степень превращения диоксида азота растет. При концентрации азотной кислоты выше 65% поглощение почти прекращается.
§
Сырьем для производства элементарного фосфора, фосфорных удобрений и других соединений фосфора служат природные фосфаты: апатиты и фосфориты. В этих рудах фосфор находится в нерастворимой форме, главным образом, в виде фторапатита Ca5F(Р04)3 или гидроксилапатита Са5ОН (Р04)3.
Для получения легкоусваиваемых фосфорных удобрений, применяемых на любых почвах, требуется перевести нерастворимые фосфорные соли природных фосфатов в водорастворимые или легкоусваиваемые соли. В этом и состоит основная задача технологии фосфорных удобрений. Растворимость фосфорнокислых солей повышается по мере увеличения их кислотности. Средняя соль Са3(Р04)2 растворима лишь в минеральных кислотах, СаНР04 растворима в почвенных кислотах, а наиболее кислая соль Са(Н2Р04)2 растворима в воде. В производстве фосфорных удобрений стремятся получить возможно большую часть фосфора в виде монокальцийфосфата Са(Н2Р04}2. Перевод нерастворимых природных солей в растворимые осуществляется разложением их кислотами, щелочами, нагреванием (термическая возгонка фосфора). Одновременно с получением растворимых солей стремятся получить фосфорные удобрения с возможно большей концентрацией фосфора.
Производство суперфосфата.Химическая промышленность выпускает простой и двойной суперфосфаты. Простой суперфосфат — самое распространенное минеральное удобрение, выпускаемое в наибольших количествах. Он представляет собой порошок (или гранулы) серого цвета, содержащий в основном монофосфат кальция Са(Н2Р04)2 Н20 и сульфат кальция CaS04 -0,5^0. В состав суперфосфата входят примеси: фосфаты железа и алюминия, кремнезем, а также фосфорная кислота. Сущность производства суперфосфата состоит в разложении природных фосфатов серной кислотой. Процесс получения суперфосфата при взаимодействии серной кислоты с кальцийфторапатитом является многофазным гетерогенным процессом, протекающим в основном в диффузионной области. Этот процесс можно условно разбить на два этапа. Первый этап — это диффузия серной кислоты к частицам апатита, сопровождаемая быстрой химической реакцией на поверхности частиц, которая идет до полного израсходования кислоты, и кристаллизация сульфата кальция:
Ca3F (Р04)3 5H2S04 2,5Н20 = 5 (CaS04 ■ 0,5Н.,О) 3H3P04 HF Q (а)
Второй этап —диффузия образовавшейся фосфорной кислоты в порах неразложившихся частиц апатита, сопровождаемая реакцией
Ca5F (POj)3 7Н3Р04 5Н20 = 5Са (Н2Р04)2 • Н20 HF Q (б)
Образующийся монокальцийфосфат находится сначала в растворе, при пересыщении которого начинает кристаллизоваться. Реакция (а) начинается сразу же после смешения и заканчивается в реакционной суперфосфатной камере в течение 20—40 мин в период схватывания и затвердевания суперфосфатной массы, которые происходят за счет сравнительно быстрой кристаллизации малорастворимого сульфата кальция и перекристаллизации полугидрата в ангидрит по уравнению реакции
2CaS04 • 0,5Н2О = 2CaS04 Н20
Последующая стадия процесса — созревание суперфосфата, т. е. образование и кристаллизация монокальцийфосфата, происходит медленно и заканчивается лишь на складе (дозревание) при вылеживании суперфосфата в течение 6—25 суток. Малая скорость этой стадии объясняется замедленной диффузией фосфорной кислоты через образовавшуюся корку монокальцийфосфата, покрывающую зерна апатита, и крайне медленной кристаллизацией новой твердой фазы Са(Н2Р04)2-Н^О. Оптимальный режим в реакционной камере определяется не только кинетикой реакций и диффузией кислот, но и структурой образовавшихся кристаллов сульфата кальция, которая влияет на суммарную скорость процесса и качество суперфосфата. Ускорить диффузионные, процессы и реакции (а) и (б) можно повышением начальной концентрации серной кислоты до оптимальной и температуры.
Зависимость степени разложения фосфатного сырья от концентрации исходной серной кислоты за определенный период времени (изохрона) представлена на рис. 29. Кривая имеет два максимума. При повышении концентрации серной кислоты в области разбавленных растворов и понижении концентрации в области концентри-
Аммиак — урок. химия, 9 класс.
Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:
Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.
Аммиак как жидкость является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные металлы, а также другие простые вещества, как, например, фосфор, йод, сера.
Чистый жидкий аммиак является диэлектриком, поэтому способен к образованию на стенках сосудов статического электричества.
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.
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
Видеоурок “Аммиак”
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 .
Аммиак, химические свойства, получение
1
H
1,008
1s1
2,2
Бесцветный газ
t°пл=-259°C
t°кип=-253°C
2
He
4,0026
1s2
Бесцветный газ
t°кип=-269°C
3
Li
6,941
2s1
0,99
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=180°C
t°кип=1317°C
4
Be
9,0122
2s2
1,57
Светло-серый металл
t°пл=1278°C
t°кип=2970°C
5
B
10,811
2s2 2p1
2,04
Темно-коричневое аморфное вещество
t°пл=2300°C
t°кип=2550°C
6
C
12,011
2s2 2p2
2,55
Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал
t°пл=3550°C
t°кип=4830°C
7
N
14,007
2s2 2p3
3,04
Бесцветный газ
t°пл=-210°C
t°кип=-196°C
8
O
15,999
2s2 2p4
3,44
Бесцветный газ
t°пл=-218°C
t°кип=-183°C
9
F
18,998
2s2 2p5
4,0
Бледно-желтый газ
t°пл=-220°C
t°кип=-188°C
10
Ne
20,180
2s2 2p6
Бесцветный газ
t°пл=-249°C
t°кип=-246°C
11
Na
22,990
3s1
0,93
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=98°C
t°кип=892°C
12
Mg
24,305
3s2
1,31
Серебристо-белый металл
t°пл=649°C
t°кип=1107°C
13
Al
26,982
3s2 3p1
1,61
Серебристо-белый металл
t°пл=660°C
t°кип=2467°C
14
Si
28,086
3s2 3p2
1,9
Коричневый порошок / минерал
t°пл=1410°C
t°кип=2355°C
15
P
30,974
3s2 3p3
2,2
Белый минерал / красный порошок
t°пл=44°C
t°кип=280°C
16
S
32,065
3s2 3p4
2,58
Светло-желтый порошок
t°пл=113°C
t°кип=445°C
17
Cl
35,453
3s2 3p5
3,16
Желтовато-зеленый газ
t°пл=-101°C
t°кип=-35°C
18
Ar
39,948
3s2 3p6
Бесцветный газ
t°пл=-189°C
t°кип=-186°C
19
K
39,098
4s1
0,82
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=64°C
t°кип=774°C
20
Ca
40,078
4s2
1,0
Серебристо-белый металл
t°пл=839°C
t°кип=1487°C
21
Sc
44,956
3d1 4s2
1,36
Серебристый металл с желтым отливом
t°пл=1539°C
t°кип=2832°C
22
Ti
47,867
3d2 4s2
1,54
Серебристо-белый металл
t°пл=1660°C
t°кип=3260°C
23
V
50,942
3d3 4s2
1,63
Серебристо-белый металл
t°пл=1890°C
t°кип=3380°C
24
Cr
51,996
3d5 4s1
1,66
Голубовато-белый металл
t°пл=1857°C
t°кип=2482°C
25
Mn
54,938
3d5 4s2
1,55
Хрупкий серебристо-белый металл
t°пл=1244°C
t°кип=2097°C
26
Fe
55,845
3d6 4s2
1,83
Серебристо-белый металл
t°пл=1535°C
t°кип=2750°C
27
Co
58,933
3d7 4s2
1,88
Серебристо-белый металл
t°пл=1495°C
t°кип=2870°C
28
Ni
58,693
3d8 4s2
1,91
Серебристо-белый металл
t°пл=1453°C
t°кип=2732°C
29
Cu
63,546
3d10 4s1
1,9
Золотисто-розовый металл
t°пл=1084°C
t°кип=2595°C
30
Zn
65,409
3d10 4s2
1,65
Голубовато-белый металл
t°пл=420°C
t°кип=907°C
31
Ga
69,723
4s2 4p1
1,81
Белый металл с голубоватым оттенком
t°пл=30°C
t°кип=2403°C
32
Ge
72,64
4s2 4p2
2,0
Светло-серый полуметалл
t°пл=937°C
t°кип=2830°C
33
As
74,922
4s2 4p3
2,18
Зеленоватый полуметалл
t°субл=613°C
(сублимация)
34
Se
78,96
4s2 4p4
2,55
Хрупкий черный минерал
t°пл=217°C
t°кип=685°C
35
Br
79,904
4s2 4p5
2,96
Красно-бурая едкая жидкость
t°пл=-7°C
t°кип=59°C
36
Kr
83,798
4s2 4p6
3,0
Бесцветный газ
t°пл=-157°C
t°кип=-152°C
37
Rb
85,468
5s1
0,82
Серебристо-белый металл
t°пл=39°C
t°кип=688°C
38
Sr
87,62
5s2
0,95
Серебристо-белый металл
t°пл=769°C
t°кип=1384°C
39
Y
88,906
4d1 5s2
1,22
Серебристо-белый металл
t°пл=1523°C
t°кип=3337°C
40
Zr
91,224
4d2 5s2
1,33
Серебристо-белый металл
t°пл=1852°C
t°кип=4377°C
41
Nb
92,906
4d4 5s1
1,6
Блестящий серебристый металл
t°пл=2468°C
t°кип=4927°C
42
Mo
95,94
4d5 5s1
2,16
Блестящий серебристый металл
t°пл=2617°C
t°кип=5560°C
43
Tc
98,906
4d6 5s1
1,9
Синтетический радиоактивный металл
t°пл=2172°C
t°кип=5030°C
44
Ru
101,07
4d7 5s1
2,2
Серебристо-белый металл
t°пл=2310°C
t°кип=3900°C
45
Rh
102,91
4d8 5s1
2,28
Серебристо-белый металл
t°пл=1966°C
t°кип=3727°C
46
Pd
106,42
4d10
2,2
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1552°C
t°кип=3140°C
47
Ag
107,87
4d10 5s1
1,93
Серебристо-белый металл
t°пл=962°C
t°кип=2212°C
48
Cd
112,41
4d10 5s2
1,69
Серебристо-серый металл
t°пл=321°C
t°кип=765°C
49
In
114,82
5s2 5p1
1,78
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=156°C
t°кип=2080°C
50
Sn
118,71
5s2 5p2
1,96
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=232°C
t°кип=2270°C
51
Sb
121,76
5s2 5p3
2,05
Серебристо-белый полуметалл
t°пл=631°C
t°кип=1750°C
52
Te
127,60
5s2 5p4
2,1
Серебристый блестящий полуметалл
t°пл=450°C
t°кип=990°C
53
I
126,90
5s2 5p5
2,66
Черно-серые кристаллы
t°пл=114°C
t°кип=184°C
54
Xe
131,29
5s2 5p6
2,6
Бесцветный газ
t°пл=-112°C
t°кип=-107°C
55
Cs
132,91
6s1
0,79
Мягкий серебристо-желтый металл
t°пл=28°C
t°кип=690°C
56
Ba
137,33
6s2
0,89
Серебристо-белый металл
t°пл=725°C
t°кип=1640°C
57
La
138,91
5d1 6s2
1,1
Серебристый металл
t°пл=920°C
t°кип=3454°C
58
Ce
140,12
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=798°C
t°кип=3257°C
59
Pr
140,91
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=931°C
t°кип=3212°C
60
Nd
144,24
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1010°C
t°кип=3127°C
61
Pm
146,92
f-элемент
Светло-серый радиоактивный металл
t°пл=1080°C
t°кип=2730°C
62
Sm
150,36
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1072°C
t°кип=1778°C
63
Eu
151,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=822°C
t°кип=1597°C
64
Gd
157,25
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1311°C
t°кип=3233°C
65
Tb
158,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1360°C
t°кип=3041°C
66
Dy
162,50
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1409°C
t°кип=2335°C
67
Ho
164,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1470°C
t°кип=2720°C
68
Er
167,26
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1522°C
t°кип=2510°C
69
Tm
168,93
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1545°C
t°кип=1727°C
70
Yb
173,04
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=824°C
t°кип=1193°C
71
Lu
174,96
f-элемент
Серебристый металл
t°пл=1656°C
t°кип=3315°C
72
Hf
178,49
5d2 6s2
Серебристый металл
t°пл=2150°C
t°кип=5400°C
73
Ta
180,95
5d3 6s2
Серый металл
t°пл=2996°C
t°кип=5425°C
74
W
183,84
5d4 6s2
2,36
Серый металл
t°пл=3407°C
t°кип=5927°C
75
Re
186,21
5d5 6s2
Серебристо-белый металл
t°пл=3180°C
t°кип=5873°C
76
Os
190,23
5d6 6s2
Серебристый металл с голубоватым оттенком
t°пл=3045°C
t°кип=5027°C
77
Ir
192,22
5d7 6s2
Серебристый металл
t°пл=2410°C
t°кип=4130°C
78
Pt
195,08
5d9 6s1
2,28
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=1772°C
t°кип=3827°C
79
Au
196,97
5d10 6s1
2,54
Мягкий блестящий желтый металл
t°пл=1064°C
t°кип=2940°C
80
Hg
200,59
5d10 6s2
2,0
Жидкий серебристо-белый металл
t°пл=-39°C
t°кип=357°C
81
Tl
204,38
6s2 6p1
Серебристый металл
t°пл=304°C
t°кип=1457°C
82
Pb
207,2
6s2 6p2
2,33
Серый металл с синеватым оттенком
t°пл=328°C
t°кип=1740°C
83
Bi
208,98
6s2 6p3
Блестящий серебристый металл
t°пл=271°C
t°кип=1560°C
84
Po
208,98
6s2 6p4
Мягкий серебристо-белый металл
t°пл=254°C
t°кип=962°C
85
At
209,98
6s2 6p5
2,2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=302°C
t°кип=337°C
86
Rn
222,02
6s2 6p6
2,2
Радиоактивный газ
t°пл=-71°C
t°кип=-62°C
87
Fr
223,02
7s1
0,7
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
t°пл=27°C
t°кип=677°C
88
Ra
226,03
7s2
0,9
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=700°C
t°кип=1140°C
89
Ac
227,03
6d1 7s2
1,1
Серебристо-белый радиоактивный металл
t°пл=1047°C
t°кип=3197°C
90
Th
232,04
f-элемент
Серый мягкий металл
91
Pa
231,04
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
92
U
238,03
f-элемент
1,38
Серебристо-белый металл
t°пл=1132°C
t°кип=3818°C
93
Np
237,05
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
94
Pu
244,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
95
Am
243,06
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
96
Cm
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
97
Bk
247,07
f-элемент
Серебристо-белый радиоактивный металл
98
Cf
251,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
99
Es
252,08
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
100
Fm
257,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
101
Md
258,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
102
No
259,10
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
103
Lr
266
f-элемент
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
104
Rf
267
6d2 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
105
Db
268
6d3 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
106
Sg
269
6d4 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
107
Bh
270
6d5 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
108
Hs
277
6d6 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
109
Mt
278
6d7 7s2
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
110
Ds
281
6d9 7s1
Нестабильный элемент, отсутствует в природе
Металлы
Неметаллы
Щелочные
Щелоч-зем
Благородные
Галогены
Халькогены
Полуметаллы
s-элементы
p-элементы
d-элементы
f-элементы
Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.
Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.
Каталитическое окисление аммиака
Собирают установку (рис. 15). Колбу 1 заполняют почти доверху раствором аммиака с массовой долей 25%. Левую трубку соединяют с газометром. Она доходит почти до дна колбы и при легком усилии должна подниматься или опускаться в пробке. Правая трубка 2 находится на расстоянии 2—3 ем от уровня жидкости.
Конец газоотводной трубки 2 вставляют (через U-образную трубку с натронной известью) в реакционную трубку 3, куда предварительно на середину ее введена электронагревательная спираль с катализатором 4 (оксидами хрома, железа, марганца или их смесью). Вместо этих оксидов можно воспользоваться тонкой медной сеткой.
Рис. Установка для каталитического окисления аммиака:
1— колба, 2 — газоотводная трубка, 3 — трубка-реактор, 4 — электроспираль с катализатором, 5 — колба для собирания оксидов азота, 6 — дугообразная трубка.
Тонкую медную сетку в качестве катализатора используют по аналогии с заводским контактным аппаратом, где аммиачно-кислородная смесь проходит через тончайшую платиново-иридиевую cетку в течение доли секунды с почти 100%-ным выходом оксидов азота. Медь менее активный катализатор. Поэтому контакт с ней должен быть продолжительнее, чем в заводских условиях.
Химизм протекающих в лабораторной установке процессов выражается следующими уравнениями химических реакций:
NH3 Н2O ⇄ NH4OH ⇄ NH4 ОН—;
4NH3 5O2 =4NО 6Н2O Q;
2NO O2 = 2NO2 Q;
2NO2 H2O = HNO3 HNO2;
HNO3⇄ Н N03—
HNO2⇄H NO2—
Колба 5 служит для собирания оксидов азота, а дугообразная трубка 6 — для поглощения оксидов азота водой, в нее прибавляют раствор лакмуса синего цвета. Соотношение аммиака и кислорода регулируют путем более или менее глубокого погружения в раствор аммиака левой трубки в колбе 1 и поворотами крана в трубке от газометра с кислородом.
Смесь газов пропускают через катализатор, который нагревают до того момента, когда он начнет раскаливаться, и экзотермический процесс будет протекать самопроизвольно. Затем электронагреватель выключают. Колба 5 заполняется бурым газом, который проходит в дугообразную трубку, вследствие чего синяя окраска находившейся в ней жидкости переходит в красную.
В начале опыта вместо ожидаемого бурого газа может появиться белый дымок нитрата и нитрита аммония. Чтобы уменьшить приток аммиака, следует поднять левую трубку в колбе 1 и немного усилить приток кислорода с помощью крана.
В колбу 5 поступают не только оксиды азота, но и пары воды. Поэтому на дне колбы образуется жидкость (азотная и азотистая кислоты).
Меры предосторожности
Если смесь газов загорится в трубке с катализатором, необходимо немедленно прекратить доступ в прибор кислорода из газометра, для чего следует приоткрыть пробку в колбе 1. Чтобы избежать взрыва, раствор аммиака в колбу доливают почти доверху, чтобы пространство для аммиачно-кислородной смеси было небольшим.
Каталитическое окисление аммиака сильно экзотермическая реакция, что может привести к размягчению и ломке обычной стеклянной трубки-реактора. Поэтому необходимо для опыта использовать тугоплавкую трубку (из кварца или стекла «пирекс»).
Получение аммиака в промышленности и лаборатории. химические реакции – уравнения получения аммиака:
Аммиак в лабораторных условиях получается в результате следующих химических реакций:
- 1. действия гидроксида натрия на хлорид аммония:
NH4Cl NaOH → NH3 NaCl H2O.
В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид натрия и вода.
- 2. действия гидроксида кальция на сульфат аммония:
(NH4)2SO4 Ca(OH)2 → 2NH3 CaSO4 2H2O.
В результате реакции образуются газообразный аммиак, сульфат кальция и вода.
- 3. действия гидроксида кальция на хлорид аммония:
NH4Cl Ca(OH)2→ 2NH3 CaCl2 2H2O.
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.
Реакции с кислородом
За счёт оставшейся свободной пары электронов азот может окисляться водородом и кислородом. Аммиак легко притягивает катион водорода из воды или кислоты, образуя аммоний (NH4). Это производное аммиака, входящее в состав гидроксида и солей:

При взаимодействии с кислородом может образовываться свободный азот, оксид азота (II) или (I). Конечный продукт зависит от количества начальных веществ и условий проведения реакции. На воздухе аммиак не горит.
Если на четыре объёма аммиака взять пять объёмов кислорода, то получится оксид азота (II):
4NH3 5O2 → 4NO 6H2O.
Реакция протекает в присутствии катализатора. Над нагретой до 800°С платиной быстро пропускают смесь аммиака с воздухом. Платиновый катализатор могут использовать по-другому. Из платины с примесью родия, рутения, палладия делают сетку, сквозь которую пропускают аммиак и кислород. Также реакция ускоряется в присутствии оксида хрома (III).

Азот можно получить при нагревании концентрированного раствора аммиака в отсутствии катализатора. Сначала раствор нагревают, а затем помещают в условия чистого кислорода (четыре объёма аммиака на три объёма кислорода). Аммиак горит жёлто-зелёным пламенем:
4NH3 3O2 → 2N2 6H2O.
При одинаковом объёме аммиака и кислорода образуется оксид азота (I):
2NH3 2O2 → N2O 3H2O.
Реакцию окисления проводят для получения разбавленной азотной кислоты. Для этого сначала окисляют NH3 до NO. Затем получившийся газ окисляют до диоксида азота:
2NO О2 → 2NO2.
Оксид азота (I) для получения кислоты окисляют и пропускают через воду:
4NO2 О2 2Н2О → 4HNO3.
Физические свойства аммиака:
Наименование параметра: | Значение: |
Цвет | без цвета |
Запах | с резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта») |
Вкус | едкий |
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) | газ |
Плотность жидкости (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 | 682,8 |
Плотность газа (при температуре кипения и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 | 0,8886 |
Плотность (при 15 °C и атмосферном давлении 1 атм.), кг/м3 | 0,73 |
Плотность (при 25 °C и атмосферном давлении 100 кПа ≈ 1 атм.), кг/м3 | 0,7723 |
Температура плавления, °C | -77,73 |
Температура кипения, °C | -33,34 |
Критическая температура*, °C | 132,4 |
Критическое давление, МПа | 11,32 |
Критический удельный объем, м3/кг | 0,00426 |
Коэффициент теплопроводности газа (при 0 °C и атмосферном давлении 1 атм.), Вт/(м·К) | 0,026 |
Температура самовоспламенения, °C | 651 ± 1 |
Взрывоопасные концентрации смеси газа с воздухом, % объёмных | от 14,5 (15,0) до 33,6 |
Взрывоопасные концентрации смеси газа с кислородом, % объёмных | от 13,5 до 82 |
Удельная теплота сгорания, МДж/кг | 20,5 |
Температура пламени, °C | 700 |
Константа диссоциации кислоты | 9,21 ± 0,01 |
Молярная масса, г/моль | 17,0304 |
* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.
Химические свойства
Рассмотрим контактное окисление аммиака до оксида азота. Типичные химические реакции с аммиаком без изменения степени окисления азота:
- Реакция с водой: NH₃ H₂O = NH₄OH = NH₄⁺ он⁻ (реакция обратима, так как гидроксид аммония NH₄OH — это нестойкое соединение).
- Реакция с кислотами с образованием нормальных и кислых солей: NH₃ HCl = NH₄Cl (нормальный хлорид аммония соли сформирован);NH₃ H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (в реакции аммиака с холодной концентрированной серной кислотой образуется кислотная соль гидросульфат аммония); 2NH₃ H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄.
- Реакции с солями тяжелых металлов с образованием комплексов: 2NH₃ AgCl = [Ag(NH₃)₂]Cl (сложные соединения серебра (I) хлоридные формы диамина).
- Реакция с галогеналканами: NH3 CH3Cl = [CH3NH3]Cl (формы гидрохлорида метиламмония – это замещенный ион аммония NH4=).
- Реакция со щелочными металлами: 2NH₃ 2K = 2KNH₂ H₂ (образуется амид калия KNH₂; азот не изменяет состояние окисления, хотя реакция окислительно-восстановительная). Реакции присоединения происходят в большинстве случаев без изменения состояния окисления (все вышеперечисленные, кроме последней, классифицируются данным типом).
Заключение
Аммиак — популярное вещество, которое активно используется в промышленности. На сегодняшний день она занимает особое место в нашей жизни, так как большинство продуктов ее деятельности мы используем каждый день. Эта статья будет полезна для прочтения многим, кто захочет узнать о том, что нас окружает.