Получения аммиака формула: Получение аммиака в лабораторных условиях

Получение аммиака в промышленности и в лаборатории из азота

4.2

Средняя оценка: 4.2

Всего получено оценок: 302.

4.2

Средняя оценка: 4.2

Всего получено оценок: 302.

Аммиак (NH₃) – соединение азота и водорода. Это лёгкий газ с резким запахом. Получение аммиака в промышленности и лабораториях необходимо для производства удобрений, полимеров, азотной кислоты и других веществ.

В промышленности

Аммиак промышленным путём получают из азота, соединяя его с водородом. Азот берут из воздуха, водород – из воды. Впервые метод разработал немецкий химик Фриц Габер. Промышленный способ получения аммиака стали называть процессом Габера.

Реакция проходит с уменьшением объёма и выделением энергии в виде тепла:

3H₂ + N₂ → 2NH₃ + Q.

Реакция обратима, поэтому необходимо соблюсти несколько условий. При высоком давлении и низких температурах объём полученного аммиака увеличивается. Однако низкие температуры замедляют скорость реакции, а повышение температуры способствует увеличению скорости обратной реакции.

Опытным путём были найдены необходимые условия для проведения реакции:

• температура – 500°C;
• давление – 350 атм;
• катализатор – оксид железа Fe₃O₄ (магнетит) с примесями оксидов серебра, калия, кальция и других веществ.

При таких условиях получившийся газ содержит 30 % аммиака. Чтобы избежать обратной реакции, вещество быстро охлаждают. При низких температурах получившийся газ превращается в жидкость. Неизрасходованные газы – азот и водород – возвращаются обратно в колонну для синтеза. Такой способ помогает быстро получить большие объёмы аммиака, максимально используя сырьё.

Рис. 1. Получение аммиака промышленным путём.

Чтобы найти нужный катализатор, было испробовано 20 тысяч разных веществ.

В лаборатории

Для получения аммиака в лаборатории используется реакция щелочей на соли аммония:

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑ + NaCl + H₂O

Также аммиак лабораторным путём можно получить из хлорида аммония, нагретого вместе с гашёной известью, или разложением гидроксида аммония:

• 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O;
• NH₄OH ↔ NH₃↑ + H₂O.

Рис. 2. Получение аммиака в лаборатории.

Полностью осушить аммиак можно с помощью смеси извести с едким натрием, через которую пропускают полученный газ. Для этой же цели жидкий аммиак смешивают с металлическим натрием и подвергают дистилляции.

Аммиак легче воздуха, поэтому для его сбора пробирку держат вверх дном.

Применение

Аммиак используется в разных отраслях:

• в сельском хозяйстве – для производства азотсодержащих удобрений;
• в промышленности – для производства полимеров, взрывчатых веществ, искусственного льда;
• в химии – для изготовления азотной кислоты, соды;
• в медицине – в качестве нашатырного спирта.

Рис. 3. Производство удобрений.

Что мы узнали?

Аммиак получают промышленным и лабораторным путём. Для получения в промышленных масштабах используется азот и водород. Смешиваясь под высокой температурой, давлением и под действием катализатора, простые вещества образуют аммиак. Чтобы реакция при высокой температуре не пошла в обратную сторону, газ охлаждают. В лаборатории аммиак получают при реакции солей аммония со щелочами, гашёной известью или путём разложения гидроксида аммония. Аммиак применяется в химической промышленности, сельском хозяйстве, медицине, химии.

Тест по теме

Доска почёта

Чтобы попасть сюда — пройдите тест.

• Максим Гордеев

  4/5

Оценка доклада

4.2

Средняя оценка: 4.2

Всего получено оценок: 302.

---

А какая ваша оценка?

Аммиак: способы получения и химические свойства

 

Аммиак

 

Строение молекулы и физические свойства

 

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3^о:

 У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

 

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поскольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например, аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

 

2NH₄Cl    +  Са(OH)₂   →   CaCl₂  + 2NH₃  +   2Н₂O

 

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например, гидролиз нитрида кальция:

 

Ca₃N₂    +   6H₂O  →  ЗСа(OH)₂    +    2NH₃

 

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

N₂    +   3Н₂    ⇄    2NH₃

 

Процесс проводят при температуре 500-550^оС и в присутствии катализатора.  Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

 

Химические свойства аммиака

 

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H⁺), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH₃   +   H₂O    ⇄    NH₄⁺   +   OH^–

 

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

 

NH₃    +    H₂SO₄    →    NH₄HSO₄

2NH₃   +   H₂SO₄    →   (NH₄)₂SO₄

 

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

 

NH₃    +    H₂O   + CO₂  →    NH₄HCO₃

2NH₃   +   H₂O   + CO₂    →   (NH₄)₂CO₃

 

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

 

NH₃   +   HCl  →   NH₄Cl

 

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

 

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO₄  + 2NH₃  + 2H₂O  →  Fe(OH)₂  + (NH₄)₂SO₄

 

4.  Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH₃    +  CuCl₂  →  [Cu(NH₃)₄]Cl₂

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH₃    +   Cu(OH)₂   → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

 

5. Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH₃    +   3O₂    →  2N₂   +   6H₂O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH₃    +   5O₂    →    4NO  +   6H₂O

 

6.  За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH₃   +    2Na   →   2NaNH₂   +  H₂

 Также возможно образование Na₂NH,  Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃    +   2Al   →   2AlN   +   3H₂

 

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH₃    +   3Cl₂    →  N₂   +   6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH₃    +   3H₂O₂    →  N₂   +   6H₂O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃    +   3CuO   →    3Cu   +   N₂   +   3H₂O

Понравилось это:

Нравится Загрузка…

Аммиак | Определение и использование

аммиак

Посмотреть все СМИ

Ключевые люди:

Джозеф Пристли Фриц Хабер Герхард Эртль

Похожие темы:

Процесс Габера-Боша нитрат аммония биогенный газ гидроксид аммония безводный аммиак

Просмотреть весь связанный контент →

Сводка

Прочтите краткий обзор этой темы

аммиак (NH ₃ ) , бесцветный едкий газ, состоящий из азота и водорода. Это простейшее стабильное соединение этих элементов, которое служит исходным материалом для производства многих важных с коммерческой точки зрения соединений азота.

Использование аммиака

В основном аммиак используется в качестве удобрения. В Соединенных Штатах его обычно вносят прямо в почву из резервуаров, содержащих сжиженный газ. Аммиак также может быть в форме солей аммония, таких как нитрат аммония, NH ₄ NO ₃ , сульфат аммония, (NH ₄ ) ₂ SO ₄ и различные фосфаты аммония. Мочевина, (H ₂ N) ₂ C=O, является наиболее часто используемым источником азота для удобрений во всем мире. Аммиак также используется в производстве коммерческих взрывчатых веществ (например, тринитротолуола [ТНТ], нитроглицерина и нитроцеллюлозы).

В текстильной промышленности аммиак используется при производстве синтетических волокон, таких как нейлон и вискоза. Кроме того, он используется при окрашивании и чистке хлопка, шерсти и шелка.

Аммиак служит катализатором в производстве некоторых синтетических смол. Что еще более важно, он нейтрализует кислые побочные продукты нефтепереработки, а в резиновой промышленности предотвращает коагуляцию латекса-сырца во время транспортировки с плантации на фабрику. Аммиак также находит применение как в аммиачно-содовом процессе (также называемом процессом Сольве), широко используемом методе производства кальцинированной соды, так и в процессе Оствальда, методе преобразования аммиака в азотную кислоту.

Аммиак используется в различных металлургических процессах, включая азотирование листов сплава для упрочнения их поверхности. Поскольку аммиак легко разлагается с образованием водорода, он является удобным портативным источником атомарного водорода для сварки. Кроме того, аммиак может поглощать значительное количество тепла из окружающей среды (например, один грамм аммиака поглощает 327 калорий тепла), что делает его полезным в качестве хладагента в холодильном оборудовании и оборудовании для кондиционирования воздуха.

Наконец, среди его второстепенных применений — включение в некоторые бытовые чистящие средства.

Получение аммиака

Чистый аммиак был впервые получен английским ученым-физиком Джозефом Пристли в 1774 году, а его точный состав был определен французским химиком Клодом-Луи Бертолле в 1785 году. Аммиак постоянно входит в пятерку основных химических веществ, производимых в Соединенных Штатах. Основным коммерческим методом производства аммиака является процесс Габера-Боша, который включает прямую реакцию элементарного водорода и элементарного азота. N ₂ + 3H ₂ → 2NH ₃

Эта реакция требует использования катализатора, высокого давления (100–1000 атмосфер) и повышенной температуры (400–550 °C [750–1020 °F]). На самом деле равновесие между элементами и аммиаком способствует образованию аммиака при низкой температуре, но для достижения удовлетворительной скорости образования аммиака требуется высокая температура. Можно использовать несколько различных катализаторов.

Обычно катализатор представляет собой железо, содержащее оксид железа. Однако в качестве катализаторов использовались как оксид магния на оксиде алюминия, который был активирован оксидами щелочных металлов, так и рутений на угле. В лаборатории аммиак лучше всего синтезировать путем гидролиза нитрида металла. мг ₃ N ₂ + 6H ₂ O → 2NH ₃ + 3Mg(OH) ₂

Оформите подписку Britannica Premium и получите доступ к эксклюзивному контенту. Подписаться сейчас

Физические свойства аммиака

Аммиак — бесцветный газ с резким резким запахом. Его температура кипения составляет -33,35 ° C (-28,03 ° F), а температура замерзания составляет -77,7 ° C (-107,8 ° F). Он имеет высокую теплоту парообразования (23,3 кДж на моль при температуре кипения), и с ним можно обращаться как с жидкостью в термоизолированных контейнерах в лаборатории. (Теплота испарения вещества — это количество килоджоулей, необходимое для испарения одного моля вещества без изменения температуры.

) Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с тремя атомами водорода и неподеленной парой электронов, присоединенной к атом азота. Это полярная молекула, и она сильно ассоциирована из-за сильных межмолекулярных водородных связей. Диэлектрическая проницаемость аммиака (22 при -34 ° C [-29°F]) ниже, чем у воды (81 при 25 °C [77 °F]), поэтому он является лучшим растворителем для органических материалов. Тем не менее, он все еще достаточно высок, чтобы позволить аммиаку действовать как умеренно хороший ионизирующий растворитель. Аммиак также самоионизируется, хотя и в меньшей степени, чем вода. 2NH

3 ⇌ NH ₄ ⁺ + NH ₂ ⁻

Химическая активность аммиака

Сгорание аммиака протекает с трудом, но дает газообразный азот и воду. 4НХ ₃ + 3O ₂ + тепло → 2N ₂ + 6H ₂ O Однако при использовании катализатора и при правильных температурных условиях аммиак реагирует с кислородом с образованием оксида азота NO, который окисляется до диоксида азота NO ₂ и используется в промышленном синтезе азотной кислоты.

Аммиак легко растворяется в воде с выделением тепла. NH ₃ + H ₂ O ⇌ NH ₄ ⁺ + OH ⁻ Эти водные растворы аммиака являются основными и иногда называются растворами гидроксида аммония (NH ₄ OH). Однако равновесие таково, что 1,0-молярный раствор NH

3 дает только 4,2 миллимоля гидроксид-иона. Гидраты NH ₃ · H ₂ O, 2NH ₃ · H ₂ O и NH ₃ · 2H ₂ O существуют и состоят из молекул аммиака и воды, связанных межмолекулярными межмолекулярными связями. водородные связи.

Жидкий аммиак широко используется в качестве неводного растворителя. Щелочные металлы, а также более тяжелые щелочноземельные металлы и даже некоторые внутренние переходные металлы растворяются в жидком аммиаке, образуя растворы синего цвета. Физические измерения, в том числе исследования электропроводности, свидетельствуют о том, что этот синий цвет и электрический ток обусловлены сольватированным электроном. металл (дисперсный) ⇌ металл(NH ₃ ) _x ⇌ M ⁺ (NH ₃ ) _x + e ⁻ (NH ₃ ) _y Эти растворы являются отличными источниками электронов для восстановления других химических веществ. По мере увеличения концентрации растворенного металла раствор приобретает темно-синий цвет и, наконец, превращается в раствор медного цвета с металлическим блеском. Электропроводность уменьшается, и есть свидетельства того, что сольватированные электроны связываются с образованием электронных пар. 2 е ⁻ (NH ₃ ) _y ⇌ e ₂ (NH ₃ ) _{7 y 7 Большинство солей аммония также легко растворяются в жидком аммиаке.}

Аммиак — Американское химическое общество

Аммиак — бесцветный ядовитый газ со знакомым ядовитым запахом. Это происходит в природе, в основном в результате анаэробного распада растительного и животного сырья; и это также было обнаружено в космосе. Некоторые растения, в основном бобовые, в сочетании с бактериями-ризобиями «фиксируют» атмосферный азот с образованием аммиака.

Аммиак известен своим запахом с древних времен. Он был выделен в 18 веке известными химиками Джозефом Блэком (Шотландия), Питером Вульфом (Ирландия), Карлом Вильгельмом Шееле (Швеция/Германия) и Джозефом Пристли (Англия). В 1785 году французский химик Клод Луи Бертолле определил его химический состав.

Аммиак производится в промышленных масштабах посредством каталитической реакции азота и водорода при высокой температуре и давлении. Процесс был разработан в 1909 году немецкими химиками Фрицем Габером и Карлом Бошем. Оба получили Нобелевскую премию по химии за свою работу, но в далеко друг от друга годы: Габер в 1918 и Bosch в 1931 году. Фундаментальный процесс Габера-Боша используется до сих пор.

В 2020 году мировые мощности по производству аммиака составили 224 миллиона тонн (Мт). Фактический объем производства составил 187 млн ​​т. Он занимает девятое место среди химикатов, производимых в мире.

Большая часть производимого аммиака — ≈85% — прямо или косвенно используется в сельском хозяйстве. Химические удобрения, изготовленные из аммиака, включают мочевину, фосфат аммония, нитрат аммония и другие нитраты. Другие важные химические вещества, получаемые из аммиака, включают азотную кислоту, гидразин, цианиды и аминокислоты.

Аммиак когда-то широко использовался в качестве хладагента. Он был в значительной степени вытеснен хлорфторуглеродами и гидрохлорфторуглеродами, которые также находятся под пристальным вниманием со стороны окружающей среды. Вероятно, самое известное применение аммиака в быту – это средства для мытья стекол.

Аммиак хорошо растворим в воде; его точная растворимость зависит от температуры (см. быстрые факты). Водный аммиак также называют гидроксидом аммония, но эту молекулу нельзя выделить. Когда аммиак используется в качестве лиганда в координационных комплексах, его называют «аммином».

В настоящее время аммиак производится из водорода, полученного из ископаемого топлива, и поэтому не является «зеленым» продуктом, несмотря на его широкое использование в сельском хозяйстве. Но экологически чистый аммиак может появиться на горизонте, если водород будет производиться другими способами, такими как электролиз воды с помощью ветра или солнечной энергии.

Аммиак можно сжигать в качестве топлива в стандартных двигателях. Исследование, проведенное компанией-производителем катализаторов Haldor Topsoe (Kongens Lyngby, Дания), показало, что замена обычного судового топлива зеленым аммиаком будет рентабельной и устранит значительный источник парниковых газов. Потенциально его также можно использовать в авиационном топливе. В переходный период аммиак можно будет смешивать с обычным топливом.

Класс опасности*	Краткая характеристика опасности
Газы под давлением, сжиженный газ	h380 — содержит газ под давлением; может взорваться при нагревании
Разъедание/раздражение кожи, категория 1B	h414 — вызывает сильные ожоги кожи
Серьезное повреждение/раздражение глаз, категория 1	h418 — вызывает серьезное повреждение глаз
Острая токсичность при вдыхании, категория 3	h431 — Токсично при вдыхании
Опасность для водной среды, острая опасность, категория 1	h500 — очень токсичен для водных организмов
Опасность для водной среды, долговременная опасность, категория 2	h511 — Токсично для водных организмов с долгосрочными последствиями

*Глобально согласованная система классификации и маркировки химических веществ. Пояснения к пиктограммам.

Обновление MOTW

L -Триптофан был Молекулой недели 20 ноября 2017 года. Это незаменимая аминокислота, которая должна быть частью рациона человека. Помимо других функций, он позволяет организму синтезировать серотонин и мелатонин. Недавно триптофан появился в двух биохимических исследованиях.

В одном исследовании исследователи из Университета штата Пенсильвания (Университетский парк) и Массачусетского технологического института (Кембридж) обнаружили, что фермент триптофан 2C метилтрансфераза, который катализирует добавление метильной группы к индольному кольцу триптофана в синтезе антибиотика тиострептона , не использует радикальный механизм, как большинство ферментов этого класса. Вместо этого карбоксилатная группа в ферменте действует как общее основание для депротонирования триптофанового субстрата.

Во втором исследовании А. Кит Дункер из Университета Индианы (Блумингтон) и Клара Хлухова из Карлова университета (Прага) вместе пытались выяснить, как зародилась жизнь на Земле.