ОСНОВЫ ПРОМЫШЛЕННОГО ПРОИЗВОДСТВА АММИАКА.

V группа, главная подгруппа.

Азот

Часть 1. Простое вещество.

:N≡N: Связь – ковалентная неполярная. В молекуле имеются одна сигма и две пи- связи.	Степени окисления: –3, 0, +1, +2, +3, +4, +5. Электронная формула: 1s22s22p3 2s 2p Физические свойства: Азот – газ без цвета и запаха, плохо растворим в воде.
Получение азота: 1) разложение нитрита аммония: NH4NO2 - t → N2 + 2H2O 2) горение аммиака: 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O 3) В промышленности азот получают из воздуха.	Нахождение в природе: Азот является основной частью ВОЗДУХА (79% по объёму). В земной коре встречается в основном в виде нитратов. В живых организмах входит в состав аминокислот, белков и нуклеиновых кислот.

Химические свойства:

1) из-за тройной связи азот очень малоактивен. При обычных условиях с кислородом не реагирует.

Реагирует с кислородом только при высокой температуре, электрическая дуга, 2000⁰С (в природе – во время грозы):

N₂ ⁰ + O₂ ⇄ 2N ⁺² O - Q

2) Реагирует с металлами: литием при комнатной температуре, кальцием, натрием и магнием при нагревании:

N₂ + 6Li = 2Li₃N – нитр ИД лития.

N₂ + 3Ca - t → Ca₃N₂

3) С водородом – при высоком давлении и в присутствии катализатора:

N₂ + ЗН₂ ⇄ 2NH₃ (t,p,kat)

Часть2. Соединения азота(‑3)

 

1. Нитриды металлов:

твёрдые, легко гидролизующиеся вещества.

Получение: N2 + 6Li = 2Li3N

Свойства: гидролизуются водой и кислотой. Ca3N2 + 6H2O =3Са(OH)2 +2NH3 Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl

 

2. Аммиак NH₃

Бесцветный газ с резким запахом, бесцветный, легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо растворим в воде, что объясняется образованием каждой молекулой аммиака четырех водородных связей с молекулами воды.

В молекуле аммиака – ковалентные полярные связи, атом азота находится в состоянии sp³-гибридизации.

Способы собирания газов:

А) Вытеснением воздуха для газов легче воздуха;

Б) Вытеснением воды (для газов, малорастворимых в воде).

В) Вытеснением воздуха для газов тяжелее воздуха.

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и хорошо растворим в воде.

Свойства аммиака:

1.Молекула аммиака – частица-основание. Принимая протон, она превращается в ион аммония. Реакция может протекать как в водном растворе, так и в газовой фазе:	:NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OH- (в растворе); :NH3 + H+ = NH4+ (в растворе); :NH3(г) + HCl(г) = NH4Cl(кр) (в газ. фазе).
2.Реагирует с кислотами, образуя СОЛИ АММОНИЯ:	NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 – гидросульфат аммония 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 – сульфат аммония.
3. Реагирует с солями тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды:	FeSO4 + NH3 + H2O = Fe(OH)2 + (NH4)2SO4
4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – амминокомплексы:	4NH3 + CuSO4 = [Cu(NH3)4]SO4 2NH3 • H2O + AgCl = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O 4NH3•H2O+Ag2O =2[Ag(NH3)2]OH+3H2O
5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду. Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то образуется NO:	4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение аммиака), 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (каталитическое окисление).
6. Аммиак способен восстанавливать не очень активные металлы из их оксидов:	3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O
7. Аммиак в реакциях является восстановителем	2NH3 + 3Вr2 = N2 + 6HBr 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O
8. Жидкий аммиак способен реагировать с активными металлами.	2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + H2

Получение аммиака:

1. В промышленности:

N₂ + 3Н₂ (t, p, кат) ⇄ 2NH₃

2. В лаборатории:

а) вытеснение щелочами из солей аммония 2NH₄Cl+Са(OH)₂ - ^t →CaCl₂+ 2NH₃+2Н₂O

б) гидролиз нитридов: Ca₃N₂ + 6H₂O = ЗСа(OH)₂ + 2NH₃

ОСНОВЫ ПРОМЫШЛЕННОГО ПРОИЗВОДСТВА АММИАКА.

Химизм процесса можно представить с помощью уравнения реакции:

Реакция является обратимой, экзотермической, идущей с уменьшением объёма.

Поскольку эта реакция экзотермическая, то понижение температуры будет смещать равновесие в сторону образования аммиака, но при этом снижается скорость химической реакции.

Поэтому синтез проводят при температуре 500-550⁰С и в присутствии катализатора.

В соответствии с принципами смещения равновесия для противодействия влиянию повышенной температуры используют давление. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния.

Отрицательно на скорость образования аммиака влияют вредные примеси: вода, сероводород, оксид углерода (II). Они отравляют катализатор, снижая его активность. Поэтому азото-водородную смесь тщательно очищают. Однако и при этих условиях только часть смеси превращается в аммиак. Для полного использования исходных веществ не прореагировавшую часть смеси вновь направляют в реактор.

Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском: