[
Аміак
]!
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
1л
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 ֿ
пв
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
Будь ласка, не зберігайте тестовий текст.
Ваш ip: 3.81.72.247 буде збережений.
категорії
за типом
за алфавітом
завантажені
© Усі права захищені
написати до нас