Nh3 это продукт реакции какой

Нитра́т аммо́ния (аммонийная (аммиачная) селитра) — химическое соединение
NH4NO3, соль азотной кислоты. Впервые получена Иоганном Глаубером в 1659 году. Используется в качестве компонента взрывчатых веществ и как азотное удобрение.

Физические свойства[править | править код]

Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210 °C происходит полное разложение. Температура кипения при пониженном давлении — 235 °C. Молекулярная масса 80,04 а. е. м. Скорость детонации 2570 м/с.

Растворимость[править | править код]

Растворимость в воде:

При растворении происходит сильное поглощение тепла (аналогично нитрату калия), что значительно замедляет растворение. Поэтому для приготовления насыщенных растворов нитрата аммония применяется нагревание, при этом твёрдое вещество засыпается небольшими порциями.

Также соль растворима в аммиаке, пиридине, метаноле, этаноле.

Состав[править | править код]

Содержание элементов в нитрате аммония в массовых процентах:

• O — 60 %,
• N — 35 %,
• H — 5 %.

Методы получения[править | править код]

Основной метод[править | править код]

В промышленном производстве используется безводный аммиак и концентрированная азотная кислота:

Реакция протекает бурно с выделением большого количества тепла. Проведение такого процесса в кустарных условиях крайне опасно (хотя в условиях большого разбавления водой нитрат аммония может быть легко получен). После образования раствора, обычно с концентрацией 83 %, лишняя вода выпаривается до состояния расплава, в котором содержание нитрата аммония составляет 95—99,5 % в зависимости от сорта готового продукта. Для использования в качестве удобрения расплав гранулируется в распылительных аппаратах, сушится, охлаждается и покрывается составами для предотвращения слёживания. Цвет гранул варьируется от белого до бесцветного. Нитрат аммония для применения в химии обычно обезвоживается, так как он очень гигроскопичен и процентное количество воды в нём получить практически невозможно.

Метод Габера[править | править код]

По способу Габера из азота и водорода синтезируется аммиак, часть которого окисляется до азотной кислоты и реагирует с аммиаком, в результате чего образуется нитрат аммония:

при давлении, высокой температуре и катализаторе

.

Нитрофосфатный метод[править | править код]

Этот способ также известен как способ Одда, названный так в честь норвежского города, в котором был разработан этот процесс. Он применяется непосредственно для получения азотных и азотно-фосфорных удобрений из широко доступного природного сырья. При этом протекают следующие процессы:

1. Природный фосфат кальция (апатит) растворяют в азотной кислоте:
   • .
2. Полученную смесь охлаждают до 0 °C, при этом нитрат кальция кристаллизуется в виде тетрагидрата — Ca(NO3)2·4H2O, и его отделяют от фосфорной кислоты.
3. На полученный нитрат кальция, не очищенный от фосфорной кислоты, действуют аммиаком, получая в итоге нитрат аммония:
   • .

Химические свойства[править | править код]

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:

1. Температура ниже 200 °C:
   • + 36,8 кДж/моль.
2. Температура выше 350 °C или детонация:
   • + 112,6 кДж/моль.

В этих двух процессах выделяется не только большое количество тепла, но и сильный окислитель, поэтому в качестве взрывчатых веществ используются смеси нитрата аммония с восстановителем, например – с алюминиевой пудрой (аммонал).

Также нитрат аммония реагирует с щелочами (для данной реакции характерно выделение аммиака):

1. • .

Кристаллические состояния нитрата аммония[править | править код]

Изменения кристаллического состояния нитрата аммония под воздействием температуры и давления меняют его физические свойства. Обычно различают следующие состояния:

Фазовый переход от IV к III при 32,3 °C приносит неприятности производителям удобрений, потому как изменения плотности приводят к разрушению частиц при хранении и применении. Это особенно важно в тропических странах, где нитрат аммония испытывает циклические изменения, приводящие к разрушению гранул, слёживанию, повышенному пылению и риску возникновения взрыва.

Применение[править | править код]

Удобрения[править | править код]

Бо́льшая часть нитрата аммония используется либо непосредственно как хорошее азотное удобрение, либо как полупродукт для получения прочих удобрений. Для предотвращения создания взрывчатых веществ на основе нитрата аммония в удобрения, доступные в широкой продаже, добавляют компоненты, снижающие взрывоопасность и детонационные свойства чистого нитрата аммония, такие как мел (карбонат кальция).

В Австралии, Китае, Афганистане, Ирландии и некоторых других странах свободная продажа нитрата аммония даже в виде удобрений запрещена или ограничена. После террористического акта в Оклахома-Сити ограничения на продажу и хранение нитрата аммония были введены в некоторых штатах США[2].

Взрывчатые вещества[править | править код]

Наиболее широко в промышленности и горном деле применяются смеси аммиачной селитры с различными видами углеводородных горючих материалов, других взрывчатых веществ, а также многокомпонентные смеси:

• составы типа аммиачная селитра/дизельное топливо (АСДТ)
• жидкая смесь аммиачная селитра/гидразин (Астролит)
• водонаполненные промышленные взрывчатые вещества (Акванал, Акванит и др.)
• смеси с другими взрывчатыми веществами (Аммонит, Детонит и др.)
• смесь с алюминиевой пудрой (аммонал)

В чистом виде аммиачная селитра значительно уступает большинству взрывчатых веществ по энергии взрыва, однако её взрывоопасность должна учитываться при транспортировке и хранении. Взрывоопасность гранулированной селитры повышается с ростом её влажности и при температурных перепадах, приводящих к перекристаллизации[3].

Безопасный состав[править | править код]

В 2013 г. сотрудники Sandia National Laboratories объявили о разработке безопасного и эффективного состава на основе смеси нитрата аммония с сульфатом железа, который не может быть использован для создания на его основе взрывчатых веществ. При разложении состава ион SO42− связывается с ионом аммония, а ион железа — с нитрат-ионом, что предотвращает взрыв. Введение в состав удобрения сульфата железа может улучшить и технологические характеристики удобрения, особенно на закисленных почвах. Авторы отказались от защиты формулы удобрения патентом с тем, чтобы этот состав мог получить быстрое распространение в регионах с высокой террористической опасностью[4].

Дополнительная информация[править | править код]

Мировое производство аммиачной селитры на 1980 год составляло 14 млн т, в пересчёте на азот.

См. также[править | править код]

• Селитры
• Список происшествий с нитратом аммония (англ.)
• Взрыв на химическом заводе в Оппау
• Взрывы в порту Бейрута 4 августа 2020 года

Примечания[править | править код]

Литература[править | править код]

• Технология аммиачной селитры, под ред. В. М. Олевского, М., 1978.
• Соли азотной кислоты, Миниович М. А., М., 1964.
• Олевский В. М., Ферд М. Л., «Ж. Всес. хим. о-ва им. Д. И. Менделеева», 1983, т. 28, № 4, с. 27—39.
• Дубнов Л. В., Бахаревич Н. С., Романов А. И. Промышленные взрывчатые вещества. — 3-е изд., перераб. и доп. — М.: Недра, 1988. — 358 с.

Ссылки[править | править код]

• Нитрат аммония в химическом словаре

Азот образует несколько соединений с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом, хорошо знакомым каждому по запаху нашатырного спирта.

В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая смесь нашатыря NH4Cl с гашеной известью Са(ОН)2 Реакция выражается уравнением

2NH4Cl + Са(ОН)2 = CaCl2 + 2H2O + 2NH3

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через склянку с натронной известью (смесь извести с едким натром).

Один литр аммиака весит при нормальных условиях 0,77 г. Так как аммиак значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

При охлаждении до —33,4° аммиак под обыкновенным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при —77,7°. Жидкий аммиак хранят в стальных баллонах под давлением 6—7 ат.

Сравнительно высокая температура кипения аммиака (—33,4°), не соответствующая его малому молекулярному весу (М = 17), объясняется сильной ассоциацией молекул жидкого аммиака, обусловленной их ясно выраженной полярностью.

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при обыкновенной температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% NH3 и имеет уд. вес 0,91. Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обыкновенный медицинский нашатырный спирт содержит 10% NH3. С повышением температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств NH3.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH3 • Н2О, плавящийся при —79°. Известен также кристаллогидрат состава NH3 • 2Н2О.

В химическом отношении аммиак довольно активен; он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот достигает высшей степени своего восстановления, отвечающей валентности — 3. Поэтому в реакции, связанные с дальнейшим понижением валентности азота, аммиак не вступает: он обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток аммиака по трубке, вставленной в другую широкую трубку , по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит в кислороде бледным, зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

 4NH3 + 3O2 = 6Н2О + 2N2

При других условиях аммиак может окисляться до окислов азота.

В отличие от водородных соединений металлоидов шестой и седьмой групп, аммиак не обладает сколько нибудь ясно

выраженными кислотными свойствами. Однако водород его может замешаться металлами, Образующиеся при этом соединенна называются нитридами. Некоторые из «их, как, например, нитриды кальция и магния, получатся путем непосредственного соединения азота с указанными металлами при высокойтемпературе

3Mg + N2 = Mg3N2

Многие нитриды полностью гидролизуются водой с образованием аммиака и гидроокиси металла.Например;

Mg3N2 + 6Н2О = 3Mg(OH)2+ 2NH3

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуются амиды металлов. Так, например, пропуская аммиак над расплавленный натрием можно получать амид натрия NaNH2 в виде бесцветных кристаллов, плавящихся при 210°:

2NH3 + 2Na = 2NaNH2 + Н2

Вода разлагает амид натрия по уравнению

NaNH2+ Н2О = NaOH + NH3

Обладая сильными основными и водоотнимающями свойствами, амил натрия нашел применение при некоторых органических синтезах, при синтезе такого важного красителя, как индиго, и при синтезе сульфидина.

Продуктом замещения одного из атомов водорода в аммиаке на гидро-ксильную группу является гидроксиламин NH2ОН— твердое вещество е точкой плавления 33°.

Гидроксиламин получается восстановлением азотной кислоты водородом в момент выделения. Он легко растворяется в воде, образуя гидрат NH2OH • H2O частично диссоциирующийна ноиы [NH3OH]• и OH’ Поэтому водный раствор гидроксиламина облапает основными свойствами; при нейтралная его кислотами получаются соля гидроксиламина,например (NH3OH)Cl (ср. ниже с аммиаком).

Гидроксиламин и его соли широко применяются при изготовлен я я многих органических препаратов.

Водород в аммиаке может также замениться галогенами, причем образуются очень неустойчивые соединения азота с галогенами. Так, например, при действии хлора на концентрированный раствор хлористого аммония получаетсяхлористый азот NCl3

NH4Cl + 3Cl2 = NCl3 + 4HCl

в виде тяжелой маслянистой жидкости, отличающейся сильной взрывчатостью.

Подобными же свойствами обладает йодистый азот, образующийся в виде твердого черного, нерастворимого в воде вещества при действия йода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывает от малейшего прикосновения, выделяя при этом фиолетовые клубы паров иода.

Состав йодистого азота зависят от температуры, при которой он получается

(при обычной температуре: NJ3 • NH3).

Раствор аммиака в воде обладав щелочной реакцией, следовательно, в нем содержатся гидроксильные ионы. Появление их в растворе объясняется тем, что часть молекул NH3соединяется с водородными ионами воды, образуя сложные однозарядные ионы NH4•(ионы аммония) и освобождая гидроксильные ионы:

NH3 + Н2О ⇄ NH4 + ОН’

последние, в свою очередь, отчасти связываются с ионами аммония, образуя молекулы так называемого гидрата окиси аммония NH4OH основания, в котором группа NH4 играет роль одновалентного металла:

NH4 + OH’ ⇄ NH4OH

Врезультате в растворе устанавливается равновесие, с одной стороны,«между ионами аммонии и гидроксила и молекулами гидрата окиси аммонии, а с другой стороны, между теми же ионами и молекулами аммиака и воды:

NH3 + H2O ⇄ NH•4 + OH’ ⇄ NH4OH

Таким образом, раствор аммиака содержит одновременно молекулы NH3, ионы N•4 и ОН’ и молекулы гидрата окиси аммония.

Так как раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию, то гидрат окиси аммония обычно рассматривается как слабое основание, лишь в незначительной степени диссоциирующее на ионы (константадиссоциации при 18° Сравна 1,75 • 10-5).

Существует мнение, что главная масса растворенного аммиака находится в растворвиде молекул NH3, При таких условиях существование в растворе недиссоциированого гидрата окиси аммония является сомнительным, поэтому допускается, что гидрат окиси аммония —сильное, практически полстью диссоциированное основание, ионы которого не могут, однако, присутствовать в растворе в сколько-нибудь значительной концентрации вследствие сильного сдвига равновесия влево,

Бели к раствору аммиака прибавить какую-нибудьсильную кислоту, например соляную, то водородные ионы кислоты связыватсякак с находящимися в растворе гидроксильными нами, так и с молекулами аммиака (образуя с последними ионы аммония) в результате получается нейтральный раствор, в котором практически остаются только ионы аммонии и анионы взятой кислоты.

Происходящие реакции могут быть выраженыследующими уравнениями:

NH4OH + H• = NH4 + H2O

NH3 + H• = NH4

134 135 136

Вы читаете, статья на тему Аммиак NH3