Файл: 1. Аммиак и его свойства 4 1 Физикохимические свойства аммиака 4.docx

Содержание

Введение

Потребность и необходимость аммиака в промышленных количествах появилась в конце XIX века, тогда месторождения чилийской селитры приходили к истощению, в основном из которой получали азотные соединения. Для производства различных химических соединений, самым перспективным компонентом стал именно «щелочной воздух», что в свою очередь оказало большое влияние на жизнь общества, и затронуло ниши от военного дела, до сельского хозяйства.

Аммиак нашел широкое применение в различных установках охлаждения, а так же аммиак стал незаменимым элементом производства удобрений, азотной кислоты и соды. Многие взрывчатые вещества и продуктов химической промышленности содержат в своем составе аммиак. 10-процентный раствор аммиака используется в медицине, который называется нашатырным спиртом.
В настоящее время одной из основных отраслей всех индустриально развитых странах является азотная промышленность. Непосредственно в нашей стране аммиак нашел применение при производстве азотных удобрений. В промышленности и сельском хозяйстве аммиак является ключевым продуктом

Цель данного курсового проекта это изучение алгоритма процесса получения и производства аммиака. Исходя из цели данного проекта, были поставлены следующие задачи: изучить физико–химические свойства аммиака, а также его синтез и процесс получения. Научиться составлять и вести расчет материального и энергетического баланса.

---

1. Аммиак и его свойства

1.1 Физико-химические свойства аммиака

Аммиак (NH₃) – газ без цвета, имеющий с резко выраженный запах. Температура его кипения составляет -33,35 0С, а температура плавления -77,75 0С. Такие высокие температуры кипения и плавления аммиака поясняются ассоциацией его молекул вследствие высокой их полярности и образования водородных связей. Критической температурой аммиака считается 132,4 0С. Аммиак хорошо растворяется в воде (750 литров в литре воды), в органических растворителях растворим ограниченно.

В водные растворы аммиака содержат его гидраты такого состава NH₃*H₂O и 2NH₃*H₂O, и образуют эвтектики, а также незначительное количество ионизированных молекул в результате реакции:

NH₃ + H₂O = NH₄⁺+OH^-

Аммиак жидкой формы имеет свойство растворять щелочные и щелочно-земельные металлы, фосфор, серу, йод и многие неорганические и органические соединения. При высокой температуре выше 1300 0С аммиак диссоциирует на азот и водород:

2NH₃ = N₂ + 3H₂ + ΔH

Аммиак в сухом виде с воздухом может образовывать взрывчатые смеси, пределы их взрываемости зависят от температуры. При повышение температуры границы взрываемости аммиачно-воздушных смесей расширяются и взрыв может произойти и при более низкой концентрации аммиака. (стр. 187-188 [1])

В химической индустрии получают два сорта жидкого аммиака. В соответствии с ГОСТ 6221- 75 аммиак первого сорта должен содержать не менее 99,9 % и второго сорта 99,6 % аммиака.
Таблица 1.1 - Физические постоянные аммиака.

Молекуляр. вес	Мольный объем	760 мм рт ст		Критические константы
	(0 С, 760 мм рт ст)	Тпл	Ткип	Ткр 0С	Ркр атм	Vкрсм3/моль
17,0306	22049	-77,8	-33,5	132,4	111,5	72,5

---

Состав и содержание примесей в жидком аммиаке регламентируется ГОСТ 6221-82. Самыми частыми примесями состава являются: вода, смазочные масла, катализаторная пыль, окалина, карбонат аммония, растворенные газы, (водород, азот, метан).
1.2 Химические свойства

Аммиа́к - NH₃, нитрид водорода, в нормальных условиях - газ без цвета имеющий характерно резкий запах (запах нашатырного спирта), по массе он вдвое легче воздуха, а так же ядовит. Температура плавления аммиака - 80°С, температура его кипения - 36°С. Растворим в воде (NH₃ ), растворимость около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды. Так же хорошо растворяется в спирте и в целом ряде других органических растворителей. В охлаждающих установках и холодильной технике имеет название R717, где R - Refrigerant (хладагент), 7 - тип хладагента (неорганическое соединение), 17 - молекулярная масса.

Сама молекула аммиака носит форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄. Из за того, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака имеет высокую полярность, это и приводит его к хорошей растворимости в воде.

Молекулы аммиака в жидком виде связаны между собой водородными связями. Сопоставление физических свойств жидкого аммиака с водой указывает на то, что аммиак обладает более низкими температурами кипения и плавления, а также имеет более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это поясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке намного ниже, в сравнении с водой, и что, в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, это и не дает возможности образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами.

Твёрдый аммиак - бесцветные кристаллы с кубической решёткой. Жидкий NH₃ растворяет щелочные и щелочно-земельные металлы, алюминий, серу, фосфор. Соединения, растворенные в аммиаке с полярной ковалентной или ионной связью диссоциируют на ионы. В жидком NH

---

₃ многие из веществ имеют способность отщеплять протон, кислотные свойства проявляют в нем даже углеводы, амиды кислот, некоторые углеводороды.

Аммиак весьма реакционно способен. При температуре выше 1200-1300°С, разложение аммиака на водород и азот становится заметным, в присутствии катализаторов - выше 400°С. Для него будут характерны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате этого образуются соли аммония, во многом схожи по свойствам с солям щелочных металлов. Огромное промышленное и практическое значение имеет реакция NH₃ с CO₂, которая ведет к образованию карбамата аммония NH₂COONH₄, который при 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину.

1.2.1 Химические реакции

• 
  Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
  

NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

• 
  Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
  

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻; K_o=1,8×10⁻⁵

• 
  Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:
  

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

• 
  Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
  

2NH₃ + 2К = 2KNH₂ + Н₂

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН⁻ и NH₂⁻, а также молекулы Н₂O и NH₃ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH₂ + H₂O → NaOH + NH₃

CaNH + 2H₂O → Ca(OH)₂ + NH₃↑

---

Zn₃N₂ + 6H₂O → 3Zn(OH)₂ + 2NH₃↑

и в спиртах:

KNH₂ + C₂H₅OH → C₂H₅OK + NH₃

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

MNH₂ → M⁺ + NH₂⁻

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH₂ — нерастворим, NaNH₂ — малорастворим, KNH₂, RbNH₂ и CsNH₂ — хорошо растворимы.

• 
  При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
  

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂0

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH₄Cl → 3Cu + 3H₂O +2HCl + N₂

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2NH₃ + NaClO → N₂H₄ + NaCl + H₂O

• 
  Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
  

• 
  С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
  

NH₃ + CH₃Cl → CH₃NH₃Cl (гидрохлорид метиламмония)

• 
  С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов(восстановительное аминирование).
  

• 
  При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
  

CH₄ + NH₃ + 1,5O₂ → HCN + 3H₂O

---