Co je amoniak a k čemu se používá?

AMONIAK (z řeckého hals ammoniakos, doslova – Amonova sůl; tak se nazýval amoniak, který se získával poblíž chrámu boha Amona v Egyptě) NH₃, bezbarvý plyn s štiplavým zápachem. Molekula má tvar pravidelného jehlanu (viz obr. 1). Vazby N—H jsou polární;4,85*10⁻⁹ C⁻⁹ (30–0 °C); energie vazby N—H je 150 kJ/mol. Polarizovatelnost molekuly je 389,4*22,6⁻⁹ cm³. Atom dusíku má nesdílený elektronový pár, což určuje schopnost amoniaku tvořit donor-akceptorové a vodíkové vazby. Existence vodíkových vazeb a významná polarita molekul amoniaku jsou důvody silné interakce mezi nimi, v důsledku čehož jsou fyzikální vlastnosti amoniaku do značné míry anomální ve srovnání s vlastnostmi podobných sloučenin (PH₃₃, SbH₃, Ash₃). Pro NH₃ t.t. -77,7 °C, t.v. -33,35 °C; dt ₄ 0,790 (-40 °C), 0,681 (-33,35 °C), 0,639 (0 °C), 0580 (40 °C); t_Kréta 133 °С, str_Kréta 11,425 kPa, d_Kréta 0,235 g/cm3;č_{španělština} 23,27 kJ/mol,č_pl5,86 kJ/mol; pro plyn C_р° 35,63 J/(mol*K),Ale _o6p -45,94 kJ/mol, S°₂₉₈ 192,66 J/(mol*K).

Rýže. 1. Struktura molekuly NH₃ (délka vazby v nm).

Pevný amoniak je bezbarvý krystal s kubickou mřížkou (a = 0,515 nm, 2 = 4, prostorová skupina P2₁3). V kapalném amoniaku jsou molekuly asociovány až do kritické teploty, elektrolytická disociace je absolutně zanedbatelná, součin koncentrací [NHXNUMX;][NHXNUMX₂] je 10-22 (-33,4 °C); 8*10 Ohm*cm;25,4 (— 77 °C). Kapalný amoniak rozpouští alkalické kovy a kovy alkalických zemin, Al, Eu, Yb, P, S, I, mnoho intermetalických sloučenin atd. Roztoky kovů v kapalném amoniaku mají kovovou vodivost, protože obsahují kovové ionty a solvatované elektrony; jsou to nejsilnější redukční činidla. Sloučeniny s polárními kovalentními nebo iontovými vazbami rozpuštěné v amoniaku disociují na ionty. V kapalném amoniaku je mnoho látek schopno odštěpit proton; kyselé vlastnosti v něm vykazují i sacharidy, amidy kyselin a některé uhlovodíky.

Rozpustnost amoniaku ve vodě (% hmotnostních): 42,8 (0 °C), 33,1 (20 °C), 23,4 (40 °C), 14,1 (60 °C). Hustota vodných roztoků (g/cm3): 0,970 (8 % hmotnostních NH₃), 0,947 (16 %), 0,889 (32 %), 0,832 (50 %), 0,733 (75 %). Pro nekonečně zředěný vodný roztok je rozpouštění 133,26 kJ/mol. Amoniak je vysoce rozpustný (ale hůře než ve vodě) v alkoholu, acetonu, chloroformu, benzenu a dalších organických rozpouštědlech. Tvoří hydráty se dvěma (bod tání cca – 90 °C), jednou (- 79 °C) a 0,5 (- 78,2 °C) molekulami vody.

V systému NH₃—N₂Existence eutektik byla prokázána: led + NH3₃*N₂O (33,23 % hmotn. NH₃, t. -100,3 °C), NH₃*H₂O+NH₃* 0,5H₂O (55,11 %, -83,3 °C), NH₃*H₂O+NH₃ (80,05 %, -92,5 °C). Ve vodném roztoku je amoniak částečně ionizován na NHXNUMX₄ + a OH, což způsobuje alkalickou reakci roztoku (pK_а 9,247).

Rozklad amoniaku na vodík a dusík je patrný nad 1200-1300 °C, za přítomnosti katalyzátorů – nad 400 °C. Amoniak je velmi reaktivní. Vyznačuje se adičními reakcemi, zejména protonu při interakci s kyselinami. V důsledku toho vznikají amonné soli, které jsou v mnoha vlastnostech podobné solím alkalických kovů.

Amoniak je Lewisova báze, která přijímá nejen H+, ale i další akceptory elektronů, jako je BF₃ se vznikem BF₃*NH₃Při interakci se solemi vznikají aminy. Alkalické kovy a kovy alkalických zemin reagují s kapalným a plynným amoniakem za vzniku amidů. Při zahřívání v amoniakové atmosféře mnoho kovů a nekovů (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si atd.) tvoří nitridy. Kapalný amoniak reaguje se sírou podle reakce: 10S + 4NH₃ -> 6H₂S + N₄S₄Při teplotě přibližně 1000 °C reaguje amoniak s uhlím za vzniku HCN a částečně se rozkládá na N.₂ a H₂Reakce amoniaku s CO2 má velký praktický význam.₂což vede k tvorbě karbamátu amonného NH₂COONH₄, který se při teplotě 160–200 °C a tlaku do 40 MPa rozkládá na vodu a močovinu. Vodík v amoniaku lze nahradit halogeny. Amoniak hoří v atmosféře O₂, tvořící vodu a N₂Katalytická oxidace amoniaku produkuje NO, meziprodukt při výrobě HNO.₃Katalytická oxidace amoniaku smíchaného s CH4₄ poskytuje HCN. Silná oxidační činidla, jako je H₂О₂, K.₂Cr₂О₇ a KMnO₄oxidují amoniak ve vodných roztocích. Plynný amoniak je oxidován Br₂ a S1₂ do N₂.

Rýže. 2. Závislost rovnovážného obsahu NH₃ ve směsi plynů (H₂: N₂ = 3) z tlaku při různých teplotách.

Obr. 3. Jednotka syntézy amoniaku s kapacitou 1360 tun/den: 1 – kompresory; 2 – ohřívače; 3 – zařízení pro kalibraci organosirných sloučenin; 4 – adsorbér H₂S; 5-trubková pec (primární reformování); 6-hřídelový měnič (sekundární reformování); 7-parní kotle; 8-CO konvertory; 9-CO absorbér₂; 10-kotel; 11-regenerátor roztoku monoethanolaminu; 12-čerpadlo; 13-zařízení pro hydrogenaci zbytkového CO a CO₂; 14vzduchové chladničky; 15-kondenzátor Sloupec; 16-kapalinový NH výparník₃ (pro chlazení plynu a uvolňování NH₃); 17-NH syntézní kolona₃; 18-vodní ohřívač; 19-výměník tepla; 20-oddělovač.

Hlavní průmyslovou metodou pro získávání amoniaku je reakce 1 /₂N₂ + 3 /₂H₂NH₃Posun rovnováhy doprava je usnadněn zvýšením tlaku a snížením teploty (viz obr. 2). Reakční teplo při 29,4 MPa je 52,38 kJ/mol při 500 °C a 51,29 kJ/mol při 400 °C (s přihlédnutím k směšovacímu teplu plynů). Proces probíhá za přítomnosti kat. Fe, aktivovaného K.₂Ach, A1₂О₃, CaO atd. Katalytické jedy jsou sloučeniny obsahující síru a kyslík. U známých katalyzátorů je reakční rychlost popsána Těmkinovou-Pyževovou rovnicí:

kde w je pozorovaná rychlost procesu, rovnající se rozdílu mezi rychlostmi tvorby a rozkladu A, k_l a k₂-rychlostní konstanty tvorby a rozkladu amoniaku, p_H2 , str_N2 a str_NH3 – parciální tlak odpovídajícího plynu,=0,5 pro většinu průmyslových katalyzátorů. Při tlaku ~30 MPa a teplotě ~500 °C, používaných v praxi, je rovnovážná koncentrace amoniaku ve směsi plynů ~30 %. Rovnováhy na výstupu ze syntézní kolony se však obvykle nedosáhne, protože pro zvýšení produktivity jednotky objemu katalyzátoru se proces provádí při vysokých prostorových rychlostech (~15000 1 h-15). Proto se při jediném průchodu katalyzátorovou hmotou může na amoniak přeměnit pouze 25–90 % původní směsi plynů. Pro úplnou přeměnu je nutná vícenásobná cirkulace, která se provádí pomocí kompresoru. Do cyklu se kontinuálně zavádí čerstvá směs plynů, která nahrazuje směs použitou k tvorbě amoniaku. Hlavní surovinou (~XNUMX %) pro získání H₂ při výrobě amoniaku — zemní plyn zpracovávaný převážně metodou dvoustupňového parního reformingu (viz Vodík); koksárenský plyn a elektrolytický vodík tvoří malý podíl (méně než 10 %). Kapacita zařízení na výrobu amoniaku ze zemního plynu je 200 a 420 tisíc tun/rok. Výroba amoniaku v jednotkách s kapacitou 1360 tun/den probíhá v jedné procesní lince (viz obr. 3) a zahrnuje následující fáze: 1) čištění zemního plynu od sloučenin síry katalytickou hydrogenací na HXNUMX₂S s jeho následnou absorpcí ZnO; 2) parní reforming zemního plynu za tlaku 3,8 MPa při 860 °C na Ni-Al katalyzátoru v trubkové peci (primární reforming); 3) parovzdušný reforming zbytkového metanu v šachtovém konvertoru (sekundární reforming) při 990-1000 °C a 3,3 MPa na Ni-Al katalyzátoru; v této fázi je vodík obohacen atmosférickým dusíkem za vzniku směsi o složení H₂: N₂ = 3, dodáno pro syntézu NH₃; 4) přeměna CO na CO₂ a H₂ nejprve při 450 °C a 3,1 MPa na Fe-Cr katalyzátoru, poté při 200-260 °C a 3,0 MPa na Zn-Cr-Cu katalyzátoru; 5) čištění H₂ od CO₂ absorpce roztokem monoethanolaminu nebo horkým roztokem K₂S₃ při 2,8 MPa; 6) čištění plynu hydrogenací od zbytkového CO a CO₂ v přítomnosti Ni-Al při 280 °C a 2,6 MPa; 7) komprese vyčištěného plynu na 30 MPa a syntéza amoniaku na katalyzátoru s promotorem železa při 420-500 °C. Reaktor pro syntézu amoniaku je znázorněn na Obr. 4.

Rýže. 4. Kolona pro syntézu amoniaku: 1-poklop pro vykládání katalyzátoru; 2-střed, trubka; 3-tělo; 4-poklop pro plnění katalyzátoru; 5 – výměník tepla; 6-trubky pro přívod studeného plynu; 7 – katalyzátor.

Amoniak se vyrábí v kapalné formě nebo jako vodný roztok amoniakové vody, nejčastěji obsahující 25 % NHXNUMX.₃Amoniak dodávaný pro průmyslové potřeby obsahuje nejméně 99,96 % hmotnostních NHXNUMX.₃až 0,04 % H₂O, do 2 mg/l strojního oleje, do 1,0 mg/l Fe. Do technického amoniaku přepravovaného potrubím se přidává až 0,2–0,4 % HXNUMX.₂O k potlačení koroze oceli. Amoniak se detekuje podle charakteristického zápachu. Papír namočený v roztoku rtuti₂(NE₃)₂, zčerná, když je vystaven amoniaku. Malá množství amoniaku ve vodných roztocích se detekují pomocí Nesslerova činidla. Amoniak se stanoví kvantitativně titrimetricky.

Amoniak se používá při výrobě HNO₃, močovina, NH₄NE₃, (NH₄)₂CO₃, (NH₄)₂SO₄ a další, amofos, urotropin, jako kapalné hnojivo, jako chladivo. Světová produkce amoniaku v roce 1982 činila asi 89 milionů tun, z toho v SSSR 17,76, USA 14.06, CPP 3,14, Francii 1,9, Japonsku 2,01, SRN 1,92 milionu tun.

Kapalný amoniak se skladuje při tlaku 2,0 MPa nebo atmosférickém tlaku a teplotě -33 °C. Přepravuje se v ocelových lahvích (natřených žlutě, s černým nápisem „Amoniak“), železničních a silničních cisternách, po vodě – ve speciálních cisternách a také se přepravuje potrubím. Pokud je amoniak obsažen ve vzduchu v objemu 0,5 %, silně dráždí sliznice. Při akutní otravě jsou postiženy oči a dýchací cesty, zatímco při chronické otravě se pozorují zažívací poruchy, rýma horních cest dýchacích a ztráta sluchu. Kapalný amoniak způsobuje těžké poleptání kůže. MAK 20 mg/m3. Směs amoniaku se vzduchem je výbušná, MAK 15-28 %; pro směsi vzduchu a amoniaku obsahující 9-57 % objemových amoniaku je bod vzplanutí asi 1000 °C. Čistý amoniak získal J. Priestley v roce 1774.

===
Španělská literatura k článku „AMMIAK“: Malina I.K., Vývoj výzkumu v oblasti syntézy amoniaku, M., 1973; Alekseev A. M. [et al.], „J. Všechny chemické ostrovy pojmenované po D.I. Mendělejevovi“, 1978, sv. 23, [č.] 1, s. 31–38; Syntéza amoniaku, M., 1982; Žavoronkov N. M., Ovčarenko B. G., Ochotsky S. M., v knize: Rozvoj chemického průmyslu v SSSR, sv. 2, M., 1984, s. 7–37. Viz také literaturu v článku Dusík. N. M. Žavoronkov, L. D. Kuzněcov.

Stránka „AMONIK“ je připravena na základě materiálů z chemické encyklopedie.

V molekule amoniaku NH₃ atom dusíku je spojen třemi jednoduchými kovalentní polární vazby s atomy vodíku:

Geometrický tvar molekuly amoniaku je správný trojúhelníková pyramida. Vazebný úhel HNH je 107,3°:

Atom dusíku v amoniaku na vnější energetické úrovni zůstává jeden osamocený pár elektronů. Tento elektronový pár má významný vliv na vlastnosti amoniaku a také na jeho strukturu. Elektronická struktura amoniaku – čtyřstěn s atomem dusíku ve středu:

Amoniak – bezbarvý plyn s ostrým charakteristickým zápachem. Jedovatý. Váží méně než vzduch. NH spojení – silné polárníproto mezi molekulami amoniaku v kapalné fázi vznikají vodíkové vazby. Zároveň čpavek velmi rozpustný ve vodě, protože Molekuly amoniaku tvoří vodíkové vazby s molekulami vody.

Způsoby výroby amoniaku

V laboratoři Amoniak se získává reakcí amonných solí s alkáliemi. Protože je amoniak velmi rozpustný ve vodě, používá se k získání čistého amoniaku pevné látky.

Například Zahříváním směsi lze získat amoniak chlorid amonný и hydroxid vápenatý. Když se směs zahřeje, vytvoří se sůl, amoniak a voda:

Směs soli a základu důkladně rozetřete v hmoždíři a směs zahřejte. Uvolněný plyn se shromažďuje ve zkumavce (amoniak je lehký plyn a zkumavka musí být otočena dnem vzhůru). Mokrý lakmusový papír se v přítomnosti čpavku zbarví do modra.

Video zážitek získávání amoniaku z chloridu amonného a hydroxidu vápenatého naleznete zde.

Další laboratoř způsob výroby amoniaku hydrolýza nitridu.

Například hydrolýza nitridu vápenatého:

V průmyslu amoniak se získává pomocí Haberova procesu: přímá syntéza z vodík и dusík.

Proces se provádí při teplotě 500-550 °C a v přítomnosti katalyzátoru. Pro syntézu amoniaku se používají tlaky 15-30 MPa. Jako katalyzátor se používá železná houba s přísadami oxidů hliníku, draslíku, vápníku a křemíku. Pro plné využití výchozích látek použijte cirkulační metoda nezreagovaná činidla: nezreagovaný dusík a vodík se vrací do reaktoru.

Další podrobnosti o technologii výroba čpavku si můžete přečíst zde.

Chemické vlastnosti amoniaku

1. Ve vodném roztoku se projevuje amoniak základní vlastnosti (kvůli osamělému elektronovému páru). Přijetím protonu (H+ iontu) se stává amonný iont. Reakce může probíhat jak ve vodném roztoku, tak v plynné fázi:

Tedy prostředím vodného roztoku amoniaku je zásadité. Amoniak však ano slabý základ . Při 20 stupních absorbuje jeden objem vody až 700 objemů amoniaku.

Video zážitek Rozpouštění amoniaku ve vodě naleznete zde.

2. Jako báze reaguje amoniak s kyselinami v roztoku a v plynné fázi za vzniku amonné soli.

Například amoniak reaguje s kyselinou sírovou za vzniku buď soli kyseliny – hydrogensíran amonný (v přebytek kyseliny), nebo střední sůl – síran amonný (s přebytkem amoniaku):

Další příklad : amoniak reaguje s vodným roztokem oxid uhličitý s tvorbou uhličitanů nebo hydrogenuhličitanů amonných:

Video zážitek interakci amoniaku s koncentrovanými kyselinami – dusičnou, sírovou a chlorovodíkovou si můžete prohlédnout zde.

V plynné fázi reaguje amoniak s těkavými látkami chlorovodík. Vzniká tak hustý bílý kouř – to je uvolňování chloridu amonného.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Video zážitek interakci čpavku s chlorovodíkem v plynné fázi (kouř bez ohně) si můžete prohlédnout zde.

3. Jako báze reaguje vodný amoniak s roztoky soli těžkých kovů , tváření nerozpustné hydroxidy.

Například vodný roztok amoniaku reaguje s síran železnatý s tvorbou síranu amonného a hydroxidu železnatého:

4. Soli a hydroxidy mědi, niklu, stříbra rozpouštějí se v přebytku amoniaku a vytvářejí komplexní sloučeniny – aminokomplexy.

Například chlorid měďnatý reaguje s přebytkem amoniaku za vzniku chloridu tetramminoměďného:

Hydroxid měďnatý rozpouští v přebytku amoniaku:

5. Amoniak hoří na vzduchu , tvořící dusík a vodu:

Pokud se reakce provádí v přítomnosti katalyzátoru (Pt), pak se dusík oxiduje na NO:

6. Vzhledem k atomům vodíku v oxidačním stavu +1 může amoniak působit jako oxidační činidlo , například v reakcích s alkálie, kovy alkalických zemin, hořčík a hliník . S kovy reaguje pouze kapalný amoniak.

Například , kapalný amoniak reaguje s sodík za vzniku amidu sodného:

Vzdělání je také možné Na₂NH, Na₃N.

Při interakci amoniaku s hliník nitrid hliníku vzniká:

2NH₃ + 2Al -> 2AlN + 3H₂

7. Díky dusíku v oxidačním stupni -3 vykazuje amoniak redukční vlastnosti. Může interagovat s silná oxidační činidla – chlór, brom, peroxid vodíku, peroxidy и oxidy některé kovy. V tomto případě se dusík oxiduje zpravidla na jednoduchou látku.

Například , amoniak se oxiduje chlór na molekulární dusík:

Peroxid vodíku také oxiduje amoniak na dusík:

Oxidy kovů , které se nacházejí vpravo v elektrochemické napěťové řadě kovů, jsou silná oxidační činidla. Proto také oxidují amoniak na dusík.

Například , oxid měďnatý (II). oxiduje amoniak:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O