Получение аммиака

1 2 3 4 5

Частичное окисление

Восстанавливает некоторые металлы из их оксидов

Окисление галогенами

Окисление кислородом

NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O в недостатке кислорода

NH₃ + O₂ t,Pt→ NO + H₂O в избытке кислорода и в присутствии катализатора

NH₃ + Cl₂ → NCl₃ + NH₄Cl

NH₃ + Br₂ → N₂ + HBr бром окисляет менее интенсивно

NH₃ + CuO t→ N₂ + Cu + H₂O эта реакция применяется для удаления пленки оксидов при паянии

NH₃ + NaOCl → NaCl + H₂O + N₂H₄ гидразин

Гидразин NH₂NH₂ – бесцветная жидкость, t_пл = 3 °С, t_кип = 113 °С. Смешивается с водой в любых соотношениях. ЯДОВИТ. Является восстановителем (т.к. азот в нем находится в степени окисления -2)

N₂H₄ + O₂ → N₂ + H₂O + Q используется как реактивное топливо

При взаимодействии гидразина с азотистой кислотой образуется азидоводородная кислота:

N₂H₄ + HNO₂ → H₂O + HN₃

HN₃ – бесцветная летучая жидкость с резким запахом. Пары азидоводородной кислоты очень ядовиты, растворы вызывают воспаления при попадании на кожу.

Безводная HN₃ взрывается даже при сотрясании сосуда:

HN₃ → H₂ + N₂ + Q

Соли этой кислоты – азиды – по растворимости похожи на галогениды. Азиды щелочных и щелочно-земельных металлов устойчивы к нагреванию. Азиды тяжелых металлов легко взрываются при ударе:

Pb(N₃)₂ → Pb + N₂ азид свинца используется в качестве инициирующего взрывчатого вещества в детонаторах (вещества, взрыв которого вызывает мгновенный взрыв других менее чувствительных взрывчатых веществ).

В промышленности

Непосредственный синтез из элементов – объем производства – 150 млн тонн в год

N₂ + H₂ →← NH₃ t = 450 °C, P= 30 Мпа, Kat = Fe + Al₂O₃

Процесс циркуляционный – непрореагировавшая смесь азота и водорода после сжижения аммиака снова подается в контактный аппарат

В лаборатории

1) Взаимодействием щелочи или гашеной извести с солью аммония – качественная реакция на катион