Oxidace amoniaku a jeho vlastnosti

Jednou z nejdůležitějších sloučenin dusíku je amoniak. Podle fyzikálních vlastností je to bezbarvý plyn s ostrým, dusivým zápachem (jedná se o vůni vodného roztoku hydroxidu amonného NH· * Hoo). Plyn se dobře rozpouští ve vodě. Ve vodném roztoku je amonium slabá báze. Je jedním z nejdůležitějších produktů chemického průmyslu.

NH₃ je dobrý reduktor, jako v molekule amonného, dusík má nejnižší oxidační stav -3. Mnoho charakteristik amoniaku je určeno dvojicí jednotlivých elektronů v atomu dusíku-adiční reakce s amoniakem jsou způsobeny jeho přítomností (tento pár singletonů je umístěn na volné oběžné dráze protonu h⁺).

Jak získat amoniak

Existují dvě hlavní praktické metody výroby amoniaku: jedna v laboratoři, druhá v průmyslu.

Zvažte výrobu amoniaku v průmyslu. Interakce molekulárního dusíku a vodíku: N₂ + 2h₂ = 2NH₃ (reverzibilní reakce). Tato metoda výroby amoniaku se nazývá Haberova reakce. U molekulárního dusíku a vodíku, které musí reagovat, musí být zahřáté na 500 ° C nebo 932 ° F, musí být vytvořen tlak MPA 25-30. Porézní železo by mělo být přítomno jako katalyzátor.

Dostat se do laboratoře – to je reakce mezi хлоридом amonného a гидроксидом vápenatého: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl = CaCl₂ + 2NH₄OH (jako NH₄OH - velmi slabé spojení, to se okamžitě rozpadá na plynný amoniak a vodu: NH₄OH = NH₃ + H₂O).

Reakce oxidace amoniaku

Vyskytují se změnou oxidačního stavu dusíku. Protože amoniak je dobrý reduktor, lze jej použít ke snížení těžkých kovů z jejich oxidů.

Redukce kovů: 2NH₃ + 3cuo = 3CU + nu + 3hoo (když se oxid mědi (II) zahřívá v přítomnosti amoniaku, kovová měď červené barvy klesá).

Oxidace amoniaku v přítomnosti silných oxidačních činidel (například halogenů) probíhá podle rovnice: 2nh₃ + 3cl₂ = NCL + 6HCl (k provedení této redoxní reakce je zapotřebí ohřev). Při vystavení manganistanu draselného amoniaku v zásadité prostředí došlo vzdělání molekulárního dusíku, марганцовокислого draslíku a vody: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH = 6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.

Při intenzivním zahřívání (až 1200 °C nebo 2192 ° F) se amoniak může rozpadnout na jednoduché látky: 2NH = = N + + 3h₂. Na 1000 oC nebo 1832 reaguje amoniak s metanem CH₄: 2ch₄ + 2NH₃ + 3O = = 2hcn + 6hoo (kyselina kyanovodíková a voda). Oxidací amoniaku chlornanem sodným hydrazin NХX₄ lze získat: 2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + H₂O

Spalování amoniaku a jeho katalytická oxidace kyslíkem

Oxidace amoniaku kyslíkem má určité vlastnosti. Existují dva různé typy oxidace: katalytický (s katalyzátorem), rychlý (Gorenje).

Při Gorenje redoxní reakce, jejíž produkty jsou molekulární dusík a voda: 4nh3 + 2O2 = 2N2 + 6H2O (plamen je žlutozelený, Gorenje začíná při 651 nebo 103,8 stupních Fahrenheita, protože se jedná o samovznícení amoniaku). Katalytická oxidace kyslíkem se také vyskytuje při zahřátí( asi 800 ° C nebo 1472 ° F), ale jeden z reakčních produktů je odlišný: 4NH₃ + 5o = = 4NO + 6HOO (v přítomnosti platiny nebo oxidů železa, manganu, chrómu nebo kobaltu jako katalyzátoru jsou oxidačními produkty oxid dusnatý (II)a voda).

Zvažte homogenní oxidaci amoniaku kyslíkem. Nekontrolovaná oxidace stejného typu amoniakového plynu je relativně pomalá reakce. Není podrobně popsán, ale dolní mez hořlavosti směsí amoniaku a vzduchu při 25 ° C je asi 15% v tlakovém intervalu 1-10 Bar a klesá s rostoucí počáteční teplotou směsi plynu.

Pokud CNH~ je molární zlomek NH₃ ve směsi vzduch-amoniak s teplotou tmixed (OC), pak z dat CNH = 0.15-0 znamená, že limit hořlavosti je nízký. Proto je rozumné pracovat s dostatečnou bezpečnostní rezervou pod dolní hranicí hořlavosti, obecně jsou údaje o smíchání amoniaku se vzduchem často zdaleka dokonalé.

Chemické vlastnosti

Zvažte kontaktní oxidaci amoniaku na oxid dusnatý. Typické chemické reakce s amoniakem beze změny oxidačního stavu dusíku:

• Reakce s vodou: NH₃ + Hoo = NHHOH = NH₄ ⁺ + oh⁻ (reakce je reverzibilní, protože hydroxid amonný nhонияoh je nestabilní sloučenina).
• Reakce s kyselinami s tvorbou normálních a kyselých solí: NH₃ + HCl = NH₄Cl (normální chlorid amonný je sůl tvořena);NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (v reakci amoniaku se studenou koncentrovanou kyselinou sírovou tvoří kyselé sůl гидросульфат amonný); 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄.
• Reakce se solemi těžkých kovů za vzniku komplexů: 2nh₃ + AgCl = [Ag(nh₃)₂] Cl (sloučeniny stříbra (i)chloridové formy diaminu).
• Reakce s halogenalkany: NH3 + CH3Cl = [CH3NH3] Cl (formy methylamonium hydrochloridu jsou substituovaný amonný ion NH4=).
• Reakce s alkalickými kovy: 2NH₃ + 2K = 2KNH₂ + h ((vzniká amid draselný KNH KN; dusík nemění oxidační stav, i když reakce je redoxní). K adičním reakcím dochází ve většině případů beze změny oxidačního stavu (všechny výše uvedené, kromě druhé, jsou klasifikovány tímto typem).

Závěr

Amoniak je populární látka, která se aktivně používá v průmyslu. Dnes má v našem životě zvláštní místo, takže jako většina produkty její činnosti používáme každý den. Tento článek bude užitečný pro čtení mnoha, kteří budou chtít vědět, co nás obklopuje.