Окисление на амоняка и неговите свойства

Амонякът е едно от най-важните азотни съединения. Според физичните му свойства той е безцветен газ с остра, задушлива миризма (мирише на воден разтвор на амониев хидроксид NH₃-H₂O). Газът е силно разтворим във вода. Във воден разтвор амоният е слаба основа. Един от най-важните продукти на химическата промишленост.

NH₃ е добър редуктор, тъй като в молекулата на амония азотът има най-ниското състояние на окисление от -3. Много от характеристиките на амоняка се определят от двойка единични електрони в азотния атом - реакциите на добавяне с амоняк протичат поради наличието им (тази двойка единични електрони се намира в свободната орбита на протона H⁺).

Как се прави амоняк

Съществуват два основни практически метода за производство на амоняк: един в лабораторията и един в промишлеността.

Да разгледаме промишленото производство на амоняк. Взаимодействие на молекулен азот и водород: N₂ + 2H₂ = 2NH₃ (обратима реакция). Този метод за производство на амоняк се нарича реакция на Хабер. За да могат молекулярният азот и водородът да реагират, те трябва да бъдат нагряти до 500 ᵒC или 932 ᵒF, да се създаде налягане на МПА от 25-30. Като катализатор трябва да присъства поресто желязо.

В лабораторията е получена реакцията между амониев хлорид и калциев хидроксид: CA(OH)₂ + 2NH₄Cl = CaCl₂ + 2NH₄OH (тъй като NH₄OH е много слабо съединение, то веднага се разпада на амонячен газ и вода: NH₄OH = NH₃ + H₂O).

Реакция на окисление на амоняка

Те възникват чрез промяна на окислителното състояние на азота. Тъй като амонякът е добър редуктант, той може да се използва за редуциране на тежки метали от техните оксиди.

Редукция на метала: 2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O (при нагряване на меден (II) оксид в присъствието на амоняк се редуцира червеният меден метал).

Окислението на амоняка в присъствието на силни окислители (напр. халогени) протича по уравнението: 2NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6HCl (тази реакция на окисление и редукция изисква нагряване). Когато калиевият перманганат е изложен на амоняк в в алкална среда Наблюдава се образуване на молекулярен азот, калиев перманганат и вода: 2NH₃ + 6KMnO₄+ 6KOH = 6K₂MnO₄+ N₂ + 6H₂O.

При интензивно нагряване (до 1200 °C или 2192 ᵒF) амонякът може да се разпадне на прости вещества: 2NH₃ = N₂ + 3H₂. При 1000 оС или 1832 г. амонякът реагира с метана CH₄2CH₄ + 2NH₃ + 3O₂ = 2HCN + 6H₂O (циановодородна киселина и вода). Чрез окисление на амоняк с натриев хипохлорит може да се получи хидразин H₂X₄: 2NH₃ + NaOCl = N₂H₄ + NaCl + H₂O

Изгаряне на амоняк и каталитичното му окисление с кислород

Окислението на амоняка с кислород има определени характеристики. Съществуват два различни вида окисление: каталитично (с катализатор), бързо (горене).

По време на горенето протича окислително-редукционна реакция, чиито продукти са молекулярният азот и водата: 4NH3 + 2O2 = 2N2 + 6H2O (жълто-зелен пламък, горенето започва при 651 или 103,8 градуса по Фаренхайт, тъй като това е температурата на самозапалване на амоняка). Каталитичното окисление с кислород се извършва и при нагряване (около 800 ᵒC или 1472 ᵒF), но един от продуктите на реакцията е различен: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (в присъствието на платина или оксиди на желязо, манган, хром или кобалт като катализатор продуктите на окисление са азотен оксид (II) и вода).

Разгледайте хомогенното окисление на амоняк с кислород. Неконтролираното окисление на част от газообразен амоняк е сравнително бавна реакция. Не се съобщава подробно, но долната граница на запалимост на смесите амоняк-въздух при 25 oC е около 15 % в диапазона на налягането 1-10 bar и намалява с увеличаване на началната температура на газовата смес.

Ако CNH~ е молна фракция на NH₃ в сместа от въздух и амоняк при температура tmixed (OC), след което от CNH = 0.15-0 означава, че границата на запалимост е ниска. Поради това е разумно да се работи с достатъчен запас от безопасност под долната граница на запалимост; като правило данните за смесването на амоняк с въздух често са далеч от перфектни.

Химични свойства

Обмислете контактното окисление на амоняка до азотен оксид. Типични химични реакции с амоняк без промяна на състоянието на окисление на азота:

• Реакция с вода: NH₃ + H₂O = NH₄OH = NH₄⁺ + on- (реакцията е обратима, тъй като амониевият хидроксид NH₄OH е нестабилно съединение).
• Реакция с киселини до образуване на нормални и киселинни соли: NH₃ + HCl = NH₄Cl (образува се нормална сол амониев хлорид); NH₃ + H₂SO₄ = NH₄HSO₄ (киселата сол на амониевия хидросулфат се образува при реакция на амоняк със студена концентрирана сярна киселина); 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄.
• Реакции със соли на тежки метали за образуване на комплекси: 2NH₃ + AgCl = [Ag(NH₃)₂]Cl (комплексни форми на сребърен (I) хлорид от диамин).
• Реакция с халогеноалкани: NH3 + CH3Cl = [CH3NH3]Cl (формите на метиламониевия хидрохлорид са заместени амониеви йони NH4=).
• Реакция с алкални метали: 2NH₃ + 2K = 2KNH₂ + H₂ (образува се калиев амид KNH₂; азотът не променя състоянието на окисление, въпреки че реакцията е окислително-редукционна). Реакциите на прибавяне протичат в повечето случаи без промяна на състоянието на окисление (всички, освен последните, изброени по-горе, се класифицират по този тип).

Заключение

Амонякът е популярно вещество, което се използва широко в промишлеността. Днес тя заема специално място в живота ни, тъй като като повечето Използваме го всеки ден. Тази статия ще бъде полезно четиво за много хора, които искат да научат повече за заобикалящата ни среда.