приховати рекламу

Аміак

[ виправити ] текст може містити помилки, будь ласка перевіряйте перш ніж використовувати.


Нажми чтобы узнать.
скачати

Аміак.
Азот утворює кілька сполук з воднем; з них найбільшу значення має аміак - безбарвний газ з характерним різким запахом (Запах «Нашатирного спирту »).
У лабораторії аміак зазвичай отримують, нагріваючи хлорид амонію з гашеного вапном Ca (OH) ₂. Реакція виражається рівнянням
2NH ₄ CI + Ca (OH) ₂ = CaCI ₂ +2 H ₂ O +2 NH ₃ ↑
Вирізняється аміак містить пари води. Для осушення його пропускають через натронним вапно (Суміш вапна з їдким натром).
Маса аміаку при нормальних умовах дорівнює 0,77 м. Оскільки цей газ значно легше повітря, то його можна збирати в перевернуте вгору дном судини.
При охолодженні до -33,5 ˚ С аміак під звичайним тиском перетворюється в прозору рідина, затвердевающую при -77,8 ˚ С.
Аміак дуже добре розчинний в воді: 1 обсяг води розчиняє при кімнатної температурі близько 700 обсягів аміаку. Концентрований розчин містить 25% NH ₃ і має щільність 0,91 г / смі. Розчин аміаку в воді іноді називають нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить 10% NH ₃. З підвищенням температури розчинність аміаку зменшується, тому він виділяється при нагріванні з концентрованого розчину, ніж іноді користуються в лабораторіях для отримання невеликих кількостей газоподібного аміаку.
При низькою температурі з розчину аміаку може бути виділений кристалогідрат NH ₃ · Н ₂ О, плавящийся при -79 ˚ С. Відомий також кристалогідрат складу 2NH ₃ · H ₂ O. У цих гідратах молекули води і аміаку з'єднані між собою водневими зв'язками.
У хімічному відношенні аміак досить активний; він вступає під взаємодія з багатьма речовинами. У аміаку азот має саму низьку ступінь окислення (-3). Тому в реакції, пов'язані з подальшим пониженням ступеня окислення азоту, аміак вступає: він має тільки відновними властивостями. Якщо пропускати струм NH по трубці, вставленої в іншу широку трубку, по якої проходить кисень, то аміак можна легко запалити; він горить білим білим, зеленуватим полум'ям. При горінні аміаку утворюється вода і вільний азот:
4NH ₃ +3 O ₂ = 6H ₂ O +2 N ₂
При інших умовах аміак може окислюватися до окислення NO.
У відмінності від водневих сполук неметалів VI і VII груп, аміак НЕ має кислотними властивостями. Однак атоми водню в його молекулі можуть заміщатися атомами металів. При повному заміщенні водню металів утворюються з'єднання, звані нітридами. Деякі з них, наприклад нітриди кальцію і магнію, виходять шляхом безпосереднього з'єднання азоту з металами при високої температурі:
3Mg + N ₂ = Mg ₃ N ₂
Багато нітриди повністю гідролізуються водою з освітою аміаку і гідроксиду металу. Наприклад:
Mg ₃ N ₂ +6 H ₂ O = 3Mg (OH) ₂ +2 NH ₃ ↑
При заміщенні в молекулах аміаку тільки одного атома водню металами утворюється аміди металів. Так, пропускаючи аміак над розплавленим натрієм, можна отримати амід натрію NaNH ₂ в вигляді безбарвних кристалів:
2NH ₃ +2 Na = 2NaNH ₂ + H ₂
Вода розкладає амід натрію:
2NaNH ₂ + H ₂ O = NaOH + NH ₃ ↑
Володіючи сильними основними і водовіднімаючих властивостями, амід натрію знайшов застосування при деяких органічних синтезах, наприклад, в виробництві такого важливого барвника, як індиго, і деяких лікарських препаратів.
Водень в аміаку може заміщатися також галогенами. Так, при дії нітрид хлору, або хлористий азот, NCI ₃
NH ₄ CI +3 CI ₂ = NCI ₃ +4 HC
в вигляді важкої маслянистої вибухової рідини.
Подібними ж властивостями володіють нітрит йоду (Іодістий азот), утворює в вигляді чорного, нерозчинного в вигляді порошку при дії йоду на аміак. Під вологому стані він безпечний, але висушений підриває від найменшого дотику; при цьому виділяється пари йоду фіолетового кольору.
Атом азоту в молекулі аміаку пов'язаний трьома ковалентними зв'язками з атомами водню і зберігає при цьому електронну пару:
H
H: N:
H
Виступаючи в як донора електронної пари, атом азоту може брати участь в освіту по донорно-акцепторного способу четвертої ковалентного зв'язку з іншими атомами або іонами, володіють електронно-акцепторними властивостями. Цим пояснюється надзвичайно характерна для аміаку здатність вступати в реакцію приєднання.
Взаємодія аміаку з водою теж призводить до утворення НЕ тільки гідратів аміаку, але частково і іона амонію:
NH ₃ + H ₂ O ↔ NH ₄ + OH ֿ
У результаті концентрації іонів OH ֿ в розчині зростає. Саме тому водні розчини аміаку має лужної реакцією. Однак по усталеною традиції водний розчин аміаку зазвичай позначають формулою NH ₄ OH і називають гідроокис амонію, а лужну реакцію цього розчину розглядають як результат дисоціації молекул NH ₄ OH.
При нагріванні розчину аміак випаровується, в ніж НЕ важко переконається по запаху. Таким чином, присутність будь-який амонійній солі в розчині можна виявити, нагріваючи розчин з лугом.
Солі амонію термічно нестійкі. При нагріванні вони розкладаються. Це розкладання може відбуватися оборотно або необоротно. Наприклад, при нагріванні хлорид амонію як б переганяється - розкладається на аміак і хлорид водень, які на холодних частинах судини знову з'єднуються в хлорид амонію: NH ₄ ↔ NH ₃ + HCI
При оборотному розпаді солей амонію, утворених нелетучими кислотами, випаровується тільки аміак. Однак продукти розкладання - аміак і кислота, - будучи змішані, знову з'єднуються один з одним. Прикладами можуть служити реакція розпаду сульфату амонію (NH ₄) ₂ SO ₄ або фосфату амонію (NH ₄) ₃ PO ₄.
Солі амонію, аніон яких проявляє окислювально-відновна реакція, в ході якої іон амонію окислюється, а аніон відновлюється. Прикладами можуть служити розпад NH ₄ NO ₂ або розкладання нітрату амонію:
NH ₄ NO ₃ = NO ₂ ↑ +2 H ₂ O
Аміак і солі амонію знаходять широке застосування. Як вже казала, аміак навіть при невисокому тиску (7-8атм) легко перетворюється в рідина. Оскільки при випаровування рідкого аміаку поглинається велике кількість теплоти (327кал \ г), то рідкий аміак використовуються в різних холодних пристроях.
Водні розчини аміаку застосовуються в хімічних лабораторіях і виробництвах як слабке підставу; їх використовують так ж в медицині і в побуті. Але велика частина одержуваного в промисловості аміаку йде на приготування азотної кислоти, а також інших азотовмісних речовин. До найважливішим з них відносяться азотні добрива, перш всього сульфат і нітрат амонію і карбамід.
Сульфат амонію (NH ₄) ₂ SO ₄ служить хорошим добривом і виробляється в великих кількостях.
Нітрат амонію NH ₄ NO ₃ теж застосовується в як добрива; відсоткове зміст засвоюваного азоту в цієї солі вище, ніж в інших нітратах або солях амонію. Крім того, нітрат амонію утворює вибухові суміші з горючими речовинами (Амонали) і застосовуються для вибухових робіт.
Хлорид амонію, або нашатир, NH ₄ CI застосовується в фарбувальній справі, в ситцедрук, при паянні, а також в гальванічних елементах. Застосування хлориду амонію при паянні засновано на тому, що він сприяє видаленню з поверхонь оксидних плівок, завдяки чому припой добре пристає до металу. При зіткненні сильно нагрітого металу, з хлоридом амонію оксиди, перебувають на поверхні металу, або відновлюються, або переходять в хлориди. Наслідок, будучи більше летучі, ніж оксиди, видаляються з поверхні металу. Для випадку міді і заліза основні проісходящіе при цьому процеси можна висловити такими рівняннями:
4CuО +2 NH ₄ CI = 3Сu + CuCI ₂ + N ₂ +4 H ₂ O
Fe ₃ Про ₄ +8 NH ₄ Cl = FeCI ₂ + 2FCl ₃ +4 H ₂ O
Перша з цих реакцій є окисно-відновної: мідь, будучи менше активним металом, ніж залізо, відновлюється аміаком,
який утворюється при нагріванні NH ₄ CL. Рідкий аміак і насичені їм розчини амонійних солей застосовують в як добрив. Одним з головних переваг таких добрив є підвищений зміст в них азоту.
Отримання аміаку. Першим по часу відкриття (1904р.) є ціанамідний спосіб отримання аміаку, заснований на здібності азоту при високої температурі взаємодіяти з карбідом кальцію CaC ₂ , утворюючи ціанамід кальцію CaCN ₂ :
CaC ₂ + N ₂ = CaCN ₂ + C +72 Ккал
Ціанамід кальцію - порошок, пофарбований в темно-сірий колір домішкою вугілля. При дії на нього водяного пара під тиском близько 6 атм він легко розкладається з освітою аміаку і карбонату кальцію :
CaCN ₂ +3 H ₂ O = CaCO ₃ +2 NH ₃ +18 ккал
Перший завод для отримання ціанаміду кальцію потужністю 4 тис. т в рік був побудований в 1906 р. У Італії. В1921 р. Світове виробництво ціанаміду кальцію досягло 500 тис. т в рік. Але потім будівництво нових заводів майже припинилися, так як переважне значення отримав інший метод промислового виробництва аміаку - синтез аміаку з водню і азоту.
При кімнатної температурі азот НЕ з'єднується з воднем. Але вже давно було відомо, що якщо пропускати суміш цих газів електричні іскри, то утворюється деякий кількість аміаку. Подібне вивчення цієї реакції показало, що реакція між азотом і воднем оборотна:
N ₂ +3 H ₂ ↔ 2NH ₃ +22 ккал
При високої температурі, створюваної електричними розрядами, рівновагу сильно зрушено вліво - кількість получающегося аміаку дуже мало. Тільки в початку 20 століття вдалося, нарешті, знайти умови, при яких вихід аміаку стає достатнім для проведення процесу в заводському масштабі. Виявилося, що цими умовами є високе тиск і низька температура.
Але при низьких температурах швидкість реакції настільки мала, що знадобилося б занадто багато часу для отримання значних кількостей аміаку. Прискорення процесу вдалося домогтися шляхом застосування каталізаторів. З різних досліджених речовин найкращим виявилося певним чином приготовлене пористе залізо, містить невеликі кількості оксидів алюмінію, калію, кальцію і кремнію.
Реакцію ведуть при температурі близько 500 ˚ С, компенсуючи викликається цим зрушення рівноваги викликається цим зрушення рівноваги вліво підвищеним тиском. Неважко переконатися, що один і той ж вихід аміаку може бути отриманий як при порівняно низькою, так і при більше високої температурі, якщо відповідно збільшити тиск. Але пі підвищення температури зростає швидкість реакції і потрібне кількість аміаку виходить за більше короткий час.
Всі промислові установки синтезу аміаку працюють з використанням принципу циркуляції: після реакції суміш газів охолоджується, міститься в ній аміак конденсується і відокремлюється, а НЕ прореагировавших азот і водень змішуються з свіжої порцією газів, знову подаються на каталізатор і т.д. Застосування циркуляції збільшує продуктивність всій системи.
Синтез аміаку можна проводити при різних тисках від 150 до 1000 атм. Найбільше поширення отримали системи, працюють при середньому тиску (300 атм); в економічному відношенні вони найбільш доцільні.
У даний час синтез аміаку є основним способом зв'язування атмосферного азоту.
Метанол. CH ₃ OH - безбарвна рідина (Темп. кип. 64,7 ˚ С). Вельми отруйний: прийом невеликих доз його всередину викликає сліпоту, а великих - смерть. Метиловий спирт отримують в великих кількостях синтезом з окси водню і вуглецю при високому тиску (200-300 атм) і високої температурі (400 ˚ С) в присутності каталізатора (Близько 90% ΖnO і 10% Cr ₂ O ₃): CO +2 H ₂ ↔ CH ₃ OH
Метиловий спирт утворюється і при сухий перегонці дерева; тому його називають також деревним спиртом. Застосовується він як розчинник, а також для отримання інших органічних речовин, в Зокрема формальдегіду і метилметакрилату, які використовують в виробництві фенолформальдегідних смол і поліметилметакрилату (Органічного скла) відповідно. Ще його використовують в як моторного палива, так як добавка його до бензину підвищує октанове число палива і знижує кількість шкідливих речовин в вихлопних газах.

Доповідь на тему:
«Виробництво аміаку
і метанолу ».
Виконала: Акжігітова Алсу
11 «Б» клас
Викладач: Канеева Наїля
Ріфатовна
Додати в блог або на сайт

Цей текст може містити помилки.

Хімія | Диплом
199.7кб. | скачати


Схожі роботи:
Аміак і амінокислоти їх роль в нашому житті

Нажми чтобы узнать.
© Усі права захищені
написати до нас
Рейтинг@Mail.ru