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, СаНР0₄растворима 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.

Рис. (1). Молекула аммиака

1. Восстановительные 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:

В промышленности аммиак синтезируют из азота и водорода:

Рис. (2). Производство аммиака

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

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Про кислород: Физико-химические основы синтеза - Производство азотной кислоты по комбинированной схеме в агрегате АК-72. Стадия окисления аммиака

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

ВодородВодород

1,008

1s¹

2,2

Бесцветный газ

t°_пл=-259°C

t°_кип=-253°C

ГелийГелий

4,0026

1s²

Бесцветный газ

t°_кип=-269°C

ЛитийЛитий

6,941

2s¹

0,99

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=180°C

t°_кип=1317°C

БериллийБериллий

9,0122

2s²

1,57

Светло-серый металл

t°_пл=1278°C

t°_кип=2970°C

БорБор

10,811

2s² 2p¹

2,04

Темно-коричневое аморфное вещество

t°_пл=2300°C

t°_кип=2550°C

УглеродУглерод

12,011

2s² 2p²

2,55

Прозрачный (алмаз) / черный (графит) минерал

t°_пл=3550°C

t°_кип=4830°C

АзотАзот

14,007

2s² 2p³

3,04

Бесцветный газ

t°_пл=-210°C

t°_кип=-196°C

КислородКислород

15,999

2s² 2p⁴

3,44

Бесцветный газ

t°_пл=-218°C

t°_кип=-183°C

ФторФтор

18,998

2s² 2p⁵

4,0

Бледно-желтый газ

t°_пл=-220°C

t°_кип=-188°C

НеонНеон

20,180

2s² 2p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-249°C

t°_кип=-246°C

НатрийНатрий

22,990

3s¹

0,93

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=98°C

t°_кип=892°C

МагнийМагний

24,305

3s²

1,31

Серебристо-белый металл

t°_пл=649°C

t°_кип=1107°C

АлюминийАлюминий

26,982

3s² 3p¹

1,61

Серебристо-белый металл

t°_пл=660°C

t°_кип=2467°C

КремнийКремний

28,086

3s² 3p²

1,9

Коричневый порошок / минерал

t°_пл=1410°C

t°_кип=2355°C

ФосфорФосфор

30,974

3s² 3p³

2,2

Белый минерал / красный порошок

t°_пл=44°C

t°_кип=280°C

СераСера

32,065

3s² 3p⁴

2,58

Светло-желтый порошок

t°_пл=113°C

t°_кип=445°C

ХлорХлор

35,453

3s² 3p⁵

3,16

Желтовато-зеленый газ

t°_пл=-101°C

t°_кип=-35°C

АргонАргон

39,948

3s² 3p⁶

Бесцветный газ

t°_пл=-189°C

t°_кип=-186°C

КалийКалий

39,098

4s¹

0,82

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=64°C

t°_кип=774°C

КальцийКальций

40,078

4s²

1,0

Серебристо-белый металл

t°_пл=839°C

t°_кип=1487°C

СкандийСкандий

44,956

3d¹ 4s²

1,36

Серебристый металл с желтым отливом

t°_пл=1539°C

t°_кип=2832°C

ТитанТитан

47,867

3d² 4s²

1,54

Серебристо-белый металл

t°_пл=1660°C

t°_кип=3260°C

ВанадийВанадий

50,942

3d³ 4s²

1,63

Серебристо-белый металл

t°_пл=1890°C

t°_кип=3380°C

ХромХром

51,996

3d⁵ 4s¹

1,66

Голубовато-белый металл

t°_пл=1857°C

t°_кип=2482°C

МарганецМарганец

54,938

3d⁵ 4s²

1,55

Хрупкий серебристо-белый металл

t°_пл=1244°C

t°_кип=2097°C

ЖелезоЖелезо

55,845

3d⁶ 4s²

1,83

Серебристо-белый металл

t°_пл=1535°C

t°_кип=2750°C

КобальтКобальт

58,933

3d⁷ 4s²

1,88

Серебристо-белый металл

t°_пл=1495°C

t°_кип=2870°C

НикельНикель

58,693

3d⁸ 4s²

1,91

Серебристо-белый металл

t°_пл=1453°C

t°_кип=2732°C

МедьМедь

63,546

3d¹⁰ 4s¹

1,9

Золотисто-розовый металл

t°_пл=1084°C

t°_кип=2595°C

ЦинкЦинк

65,409

3d¹⁰ 4s²

1,65

Голубовато-белый металл

t°_пл=420°C

t°_кип=907°C

ГаллийГаллий

69,723

4s² 4p¹

1,81

Белый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=30°C

t°_кип=2403°C

ГерманийГерманий

72,64

4s² 4p²

2,0

Светло-серый полуметалл

t°_пл=937°C

t°_кип=2830°C

МышьякМышьяк

74,922

4s² 4p³

2,18

Зеленоватый полуметалл

t°_субл=613°C

(сублимация)

СеленСелен

78,96

4s² 4p⁴

2,55

Хрупкий черный минерал

t°_пл=217°C

t°_кип=685°C

БромБром

79,904

4s² 4p⁵

2,96

Красно-бурая едкая жидкость

t°_пл=-7°C

t°_кип=59°C

КриптонКриптон

83,798

4s² 4p⁶

3,0

Бесцветный газ

t°_пл=-157°C

t°_кип=-152°C

РубидийРубидий

85,468

5s¹

0,82

Серебристо-белый металл

t°_пл=39°C

t°_кип=688°C

СтронцийСтронций

87,62

5s²

0,95

Серебристо-белый металл

t°_пл=769°C

t°_кип=1384°C

ИттрийИттрий

88,906

4d¹ 5s²

1,22

Серебристо-белый металл

t°_пл=1523°C

t°_кип=3337°C

ЦирконийЦирконий

91,224

4d² 5s²

1,33

Серебристо-белый металл

t°_пл=1852°C

t°_кип=4377°C

НиобийНиобий

92,906

4d⁴ 5s¹

1,6

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2468°C

t°_кип=4927°C

МолибденМолибден

95,94

4d⁵ 5s¹

2,16

Блестящий серебристый металл

t°_пл=2617°C

t°_кип=5560°C

ТехнецийТехнеций

98,906

4d⁶ 5s¹

1,9

Синтетический радиоактивный металл

t°_пл=2172°C

t°_кип=5030°C

РутенийРутений

101,07

4d⁷ 5s¹

2,2

Серебристо-белый металл

t°_пл=2310°C

t°_кип=3900°C

РодийРодий

102,91

4d⁸ 5s¹

2,28

Серебристо-белый металл

t°_пл=1966°C

t°_кип=3727°C

ПалладийПалладий

106,42

4d¹⁰

2,2

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1552°C

t°_кип=3140°C

СереброСеребро

107,87

4d¹⁰ 5s¹

1,93

Серебристо-белый металл

t°_пл=962°C

t°_кип=2212°C

КадмийКадмий

112,41

4d¹⁰ 5s²

1,69

Серебристо-серый металл

t°_пл=321°C

t°_кип=765°C

ИндийИндий

114,82

5s² 5p¹

1,78

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=156°C

t°_кип=2080°C

ОловоОлово

118,71

Про кислород: Сатурация 90% — 46 ответов covid-19 на вопрос №765711 | СпросиВрача

5s² 5p²

1,96

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=232°C

t°_кип=2270°C

СурьмаСурьма

121,76

5s² 5p³

2,05

Серебристо-белый полуметалл

t°_пл=631°C

t°_кип=1750°C

ТеллурТеллур

127,60

5s² 5p⁴

2,1

Серебристый блестящий полуметалл

t°_пл=450°C

t°_кип=990°C

ИодИод

126,90

5s² 5p⁵

2,66

Черно-серые кристаллы

t°_пл=114°C

t°_кип=184°C

КсенонКсенон

131,29

5s² 5p⁶

2,6

Бесцветный газ

t°_пл=-112°C

t°_кип=-107°C

ЦезийЦезий

132,91

6s¹

0,79

Мягкий серебристо-желтый металл

t°_пл=28°C

t°_кип=690°C

БарийБарий

137,33

6s²

0,89

Серебристо-белый металл

t°_пл=725°C

t°_кип=1640°C

ЛантанЛантан

138,91

5d¹ 6s²

1,1

Серебристый металл

t°_пл=920°C

t°_кип=3454°C

ЦерийЦерий

140,12

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=798°C

t°_кип=3257°C

ПразеодимПразеодим

140,91

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=931°C

t°_кип=3212°C

НеодимНеодим

144,24

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1010°C

t°_кип=3127°C

ПрометийПрометий

146,92

f-элемент

Светло-серый радиоактивный металл

t°_пл=1080°C

t°_кип=2730°C

СамарийСамарий

150,36

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1072°C

t°_кип=1778°C

ЕвропийЕвропий

151,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=822°C

t°_кип=1597°C

ГадолинийГадолиний

157,25

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1311°C

t°_кип=3233°C

ТербийТербий

158,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1360°C

t°_кип=3041°C

ДиспрозийДиспрозий

162,50

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1409°C

t°_кип=2335°C

ХольмийХольмий

164,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1470°C

t°_кип=2720°C

ЭрбийЭрбий

167,26

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1522°C

t°_кип=2510°C

ТулийТулий

168,93

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1545°C

t°_кип=1727°C

ИттербийИттербий

173,04

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=824°C

t°_кип=1193°C

ЛютецийЛютеций

174,96

f-элемент

Серебристый металл

t°_пл=1656°C

t°_кип=3315°C

ГафнийГафний

178,49

5d² 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2150°C

t°_кип=5400°C

ТанталТантал

180,95

5d³ 6s²

Серый металл

t°_пл=2996°C

t°_кип=5425°C

ВольфрамВольфрам

183,84

5d⁴ 6s²

2,36

Серый металл

t°_пл=3407°C

t°_кип=5927°C

РенийРений

186,21

5d⁵ 6s²

Серебристо-белый металл

t°_пл=3180°C

t°_кип=5873°C

ОсмийОсмий

190,23

5d⁶ 6s²

Серебристый металл с голубоватым оттенком

t°_пл=3045°C

t°_кип=5027°C

ИрридийИрридий

192,22

5d⁷ 6s²

Серебристый металл

t°_пл=2410°C

t°_кип=4130°C

ПлатинаПлатина

195,08

5d⁹ 6s¹

2,28

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=1772°C

t°_кип=3827°C

ЗолотоЗолото

196,97

5d¹⁰ 6s¹

2,54

Мягкий блестящий желтый металл

t°_пл=1064°C

t°_кип=2940°C

РтутьРтуть

200,59

5d¹⁰ 6s²

2,0

Жидкий серебристо-белый металл

t°_пл=-39°C

t°_кип=357°C

ТаллийТаллий

204,38

6s² 6p¹

Серебристый металл

t°_пл=304°C

t°_кип=1457°C

СвинецСвинец

207,2

6s² 6p²

2,33

Серый металл с синеватым оттенком

t°_пл=328°C

t°_кип=1740°C

ВисмутВисмут

208,98

6s² 6p³

Блестящий серебристый металл

t°_пл=271°C

t°_кип=1560°C

ПолонийПолоний

208,98

6s² 6p⁴

Мягкий серебристо-белый металл

t°_пл=254°C

t°_кип=962°C

АстатАстат

209,98

6s² 6p⁵

2,2

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=302°C

t°_кип=337°C

РадонРадон

222,02

6s² 6p⁶

2,2

Радиоактивный газ

t°_пл=-71°C

t°_кип=-62°C

ФранцийФранций

223,02

7s¹

0,7

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

t°_пл=27°C

t°_кип=677°C

РадийРадий

226,03

7s²

0,9

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=700°C

t°_кип=1140°C

АктинийАктиний

227,03

6d¹ 7s²

1,1

Серебристо-белый радиоактивный металл

t°_пл=1047°C

t°_кип=3197°C

ТорийТорий

232,04

f-элемент

Серый мягкий металл

ПротактинийПротактиний

231,04

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

УранУран

238,03

f-элемент

1,38

Серебристо-белый металл

t°_пл=1132°C

t°_кип=3818°C

НептунийНептуний

237,05

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

ПлутонийПлутоний

244,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

АмерицийАмериций

243,06

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КюрийКюрий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

БерклийБерклий

247,07

f-элемент

Серебристо-белый радиоактивный металл

КалифорнийКалифорний

251,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

ЭйнштейнийЭйнштейний

252,08

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

100

ФермийФермий

257,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

101

МенделевийМенделевий

258,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

102

НобелийНобелий

259,10

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

103

ЛоуренсийЛоуренсий

266

f-элемент

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

104

РезерфордийРезерфордий

267

6d² 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

105

ДубнийДубний

268

6d³ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

106

СиборгийСиборгий

269

6d⁴ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

107

БорийБорий

270

6d⁵ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

108

ХассийХассий

277

6d⁶ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

109

МейтнерийМейтнерий

278

6d⁷ 7s²

Нестабильный элемент, отсутствует в природе

110

ДармштадтийДармштадтий

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

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^—;

Про кислород: Датчик пульсоксиметрический одноразовый

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.