Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N_2(г)+ 3H_2(г)-2NH_3(г)+ 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера(немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях-- тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции.

Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700°C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500°C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30%. В промышленных условиях использован принцип циркуляции-- аммиак удаляют охлаждением, а не прореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH₄Cl + NaOH = NH₃^ + NaCl + H₂O.

NH₄NO₃+ NaOH = NH₃^ + NaNO₃+ H₂O.

Обычно лабораторным способом получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂= CaCl₂+ 2NH₃^ + 2H₂O

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Азотная кислота

Азомтная кислотам(HNO₃),-- сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4% и t_кип120°C при атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O).

Производство азотной кислоты.

Современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на платино - родиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидовазота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой

4NH₃+ 5O₂(Pt) > 4NO+ 6H₂O

2NO+O₂> 2NO₂

4NO₂+O₂+ 2H₂O> 4HNO₃.

Концентрация полученной таким методом азотной кислоты колеблется в зависимости от технологического оформления процесса от 45 до 58%. Впервые азотную кислоту получили алхимики, нагревая смесь селитры и железного купороса:

4KNO₃+ 2(FeSO₄· 7H₂O)(t°) >Fe₂O₃+ 2K₂SO₄+ 2HNO₃^ +NO₂^ + 13H₂O

Чистую азотную кислоту получил впервые Иоганн Рудольф Глаубер, действуя на селитру концентрированной серной кислотой:

KNO₃+H₂SO₄(конц.) (t°) >KHSO₄+ HNO₃^

Дальнейшей дистилляцией может быть получена т.н. «дымящая азотная кислота», практически не содержащая воды.

ПРОИЗВОДСТВО АЗОТНЫХ УДОБРЕНИЙ.

Большинство азотных удобрений получают синтетически: нейтрализацией кислот щелочами. Исходными материалами для получения азотных удобрений служат серная и азотная кислоты, диоксид углерода, жидкий или газообразный аммиак, гидроксид кальция и т.п. Азот находится в удобрениях или в форме катиона NH₄⁺, т.е. в аммиачной форме, в виде NH₂ (амидные), или аниона NO₃^-, т.е. в нитратной форме; удобрение одновременно может содержать и аммиачный и нитратный азот. Все азотные удобрения водорастворимы и хорошо усваиваются растениями, но легко выносятся вглубь почвы при обильных дождях или орошении. Распространенным азотным удобрением является нитрат аммония или аммиачная селитра. В табл. 1 приведены характеристики важнейших азотных удобрений и удельный вес их в общем балансе производства.

Таблица 1. Ассортимент и характеристика азотных удобрений

В приведенных данных прослеживается тенденция снижения производства сульфата и нитрата аммония и увеличения производства карбамида, жидких азотных удобрений и минеральных удобрений, содержащих, наряду с другими элементами, азот (комплексных минеральных удобрений).

Производство аммиачной селитры

Аммиачная селитра - безбалластное удобрение, содержащее 35% азота в аммиачной и нитратной форме, благодаря чему она применяется на любых почвах и для любых культур. Однако это удобрения обладает неблагоприятными для его хранения и применения физическими свойствами. Кристаллы и гранулы аммиачной селитры расплываются на воздухе или слеживаются в крупные агрегаты в результате их гигроскопичности и хорошей растворимости в воде. Кроме того при изменении температуры и влажности воздуха во время хранения аммиачной селитры могут происходить полиморфные превращения.

Для подавления полиморфных превращений и повышения прочности гранул аммиачной селитры применяют добавки, вводимые в процессе ее изготовления, - фосфаты и сульфаты аммония, борную кислоту, нитрат магния и др. Взрывоопасность аммиачной селитры осложняет ее производство, хранение и транспортировку.

Аммиачную селитру производят на заводах, вырабатывающих синтетический аммиак и азотную кислоту. Производственный процесс складывается из стадий нейтрализации слабой азотной кислоты газообразным аммиаком, упарки полученного раствора и гранулирования аммиачной селитры. Стадия нейтрализации основана на реакции

NH₃+HNO₃=NH₄NO₃+148, 6 кДж

Ввиду недостатков аммиачной селитры целесообразно изготовление на ее основе сложных и смешанных удобрений. Смешением аммиачной селитры с известняком, сульфатом аммония получают известково-аммиачную селитру, сульфатнитрат аммония и др. Нитрофоску можно получить сплавлением NH₄NO₃ с солями фосфора и калия.

Производство карбамида

Карбамид (мочевина) среди азотных удобрений занимает второе место по объему производства после аммиачной селитры. Рост производства карбамида обусловлен широкой сферой его применения в сельском хозяйстве. Он обладает большой устойчивостью к выщелачиванию по сравнению с другими азотными удобрениями, т.е. менее подвержен вымыванию из почвы, менее гигроскопичен, может применяться не только как удобрения, но и в качестве добавки к корму крупного рогатого скота. Карбамид, кроме того, широко используется для получения сложных удобрений, удобрений с регулируемым сроком действия, а также для поучения пластмасс, клеев, лаков и покрытий.

Карбамид CO(NH₂)₂ - белое кристаллическое вещество, содержащее 46.6% азота. Его получение основано на реакции взаимодействия аммиака с диоксидом углерода

2NH₃ +CO₂=CO(NH₂)₂+H₂O H=-110,1 кДж (1)

Таким образом, сырьем для производства карбамида служат аммиак также диоксид углерода, получаемый в качестве побочного продукта при производстве технологического газа для синтеза аммиака. Поэтому производство карбамида на химических заводах обычно комбинируют с производством аммиака.

Реакция (1) - суммарная; она протекает в две стадии. На первой стадии происходит синтез карбамата:

2NH₃+CO₂=NH₂COONH₄ H=-125,6 кДж (2)

газ газ жидкость

На второй стадии протекает эндотермический процесс отщепления воды от молекул карбамата, в результате которого и происходит образование карбамида:

NH₂COONH₄ = CO(NH₂)₂+ Н₂О Н=15.5 (3)

жидкость жидкость жидкость

Решение задач:

Задача №1. Вычислить число атомов азота в 100 г карбоната аммония, содержащего 10% неазотистых примесей.

Дано: Решение:

m((NH4)2CO3)=100г m((NН₄)₂СО₃) = 100г•0,9 = 90 г.

Wпримесей=10% v((NН₄)₂СО₃) =m/M= 90г/96г/моль = 0,938 моль.

NN=? В (NН₄)₂СО₃ - 2моль N =>

v(N) = 2 v((NН₄)₂СО₃) = 1,876моль

N(N) =v•N_A= 1,876моль*6,02*10²³= 1,13*10²⁴

Ответ: 1,13*10²⁴атомов азота.

Задача №2. Один моль аммиака поместили в сосуд объемом 20 л и нагрели до 600⁰C. Давление в сосуде оказалось равным 435 кПа. Рассчитайте степень разложения аммиака.

Дано: Решение: PV=vRT => v=PV/RT

V=20л v=435кПа*20л/(8,31Дж/(моль*К)*873К)=1,20моль

t=600'C (1-х)NH₃(х/2)N₂+(3х/2)H₂

Р=435кПа (1-x) + x/2 + 3x/2 = 1,20моль

х=? 1+х=1,20моль

х=0,2моль => 20%

Ответ: Степень разложения аммиака 20%.

Задача №3. Во сколько раз изменится скорость прямой и обратной реакции в системе:

2NO (г) + О₂ (г) ? 2NО₂ (г), если объем газовой смеси уменьшить в три раза?

Решение:

Ответ: Скорость прямой реакции увеличится в 27 раз, а скорость обратной реак- ции увеличится в 9 раз.

Задача №4. На предприятии не хватило запаса соды для нейтрализации кислотных отходов, и 3,15 кг азотной кислоты были вылиты в канализацию, а оттуда попали в пруд емкостью 10000 м³. После этого в пруду погибла вся рыба, даже такая неприхотливая, как плотва. Определите водородный показатель воды, загрязненной азотной кислотой.

Дано: Решение:

V= 10000 м³= 1^.10⁷л HNO₃= H⁺+ NO₃^-- рН < 7

m(HNO₃) = 3,15 кг = 3150 г [Н⁺] =с(HNO₃) = {m(HNO₃) /M(HNO₃)}/V

M(HNO₃) = 63 г/моль [Н⁺]= (3150г :63г/моль)/(1^.10⁷ л) = 5^.10^-6моль/л

pH = ? рН = -- lg[Н⁺] = -- lgс(HNO₃) = -- lg 5^.10^-6=5,3

Ответ: pH=5.3

Задача №5. В сосуде вместимостью 15 л находится смесь азота и водорода при температуре 23 °С и давлении p=200 кПа. Определить массы смеси и ее компонентов, если массовая доля w₁азота в смеси равна 0,7.

Дано: Решение:

V=15 л pV=mRT/M => m=pVM/RT

t=23 °С m/M=m₁/M₁+m₂/M₂ m₁=w₁*m m₂=(1-w₁)m

P=200кПа M=m/{w₁m/M₁+(1-w₁)m/M₂} =1/{w₁/M₁+(1-w₁)/M₂

w1= 0.7 m=PV/{w₁/M₁+(1-w₁)M₁}RT= 6.87^.10^-3кг

m, m - ? m₁=w₁*m=4.81^.10^-3кг m₁=(1-w₁)m=2.06^.10^-3кг

Ответ: m₁=4.81^.10^-3кг m₂=2.06^.10^-3кг

Задача №6. В сосуде вместимостью 1,12 л находится азот при нормальных условиях. Часть молекул газа при нагревании до некоторой температуры оказалась диссоциированной на атомы. Степень диссоциации 0,3. Определить количество вещества:1) н -- азота до нагревания;2) н_мол--молекулярного азота после нагревания;3) н_ат-- атомарного азота после нагревания;4) н_пол-- всего азота после нагревания.

Дано: Решение:

V=1,12л v=V/Vm =0,05моль

б=0,3 v_мол=v(1-б)=35^.10^-3моль

v - ? v_ат=2v^.б=30^.10^-3моль

v_мол -? v_пол=v_атм+v_мол=65^.10^-3моль

v_ат-?

v_пол-?

Ответ: v=0,05моль; v_мол=35^.10^-3моль; v_ат=30^.10^-3моль; v_пол=65^.10^-3моль.

Задача №7. Смесь нитратов натрия и серебра прокалили, а выделившиеся газы пропустили в воду. При этом объем газов уменьшился в 3 раза. Определите массовый состав исходной смеси.

Решение: 2AgNO₃= 2Ag +2NO₂ + O₂ ( I )

vxмоль xмоль x/2моль

2NaNO₃= 2NaNO₂ + O₂ (II)

v yмоль y/2моль

4NO₂ + O₂+ 2H₂O = 4HNO₃ (III)

v xмоль x/4 моль

(I и II) (х + х/2 + у/2)моль газа

(III) (х + х/4)моль поглотилось

(х + х/4)= 2/3(x+х/2 + у/2) => у = 3/4х

m(AgNO₃)=170x г W(AgNO₃)=(170x г/233,75х г)*100%=72,72%

m(NaNO₃)=3/4x=85*3/4x=63,75x г W(NaNO₃)=(63,75x г/233,75x г)*100%=27,28%

m_смеси=170х г+63,75х г=233,75х г

Ответ: W(AgNO₃)= 72,72%, W(NaNO₃)= 27,28%

Задача №8. Записать уравнения гидролиза для солей: NH₄Cl, Al(NO₃)₃.

Решение: NH₄Cl + H₂O = NH₄OH + HCl

В ионной форме: NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺

NH₄Cl образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому гидролизуются по катиону. Для раствора данной соли рН<7, т.к. катионы H+ создают кислотную среду в растворе.

1 ступень: Al(NO₃)₃ + H₂O = Al(OH)(NO₃)₂ + HNO₃

Al³⁺ + H₂O = [Al(OH)]²⁺ + H⁺

2 ступень: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O = Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃

[Al(OH)_]²⁺ + H₂O = [Al(OH)₂]⁺ + H⁺

3 ступень: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O = Al(OH)₃ + HNO₃

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

Соль образована слабым основанием и сильной кислотой, поэтому гидролиз протекает по катиону, а реакция раствора кислая pH < 7.

Задача №9. Вычислить процентную концентрацию водного раствора мочевины (NH₂)₂CO, зная, что температура кристаллизации этого раствора равна

- 0,465 °С.

Решение:

T_крист=0 °С => T_зам = 0-(-0,465) = 0,465 °С

m((NH₂)₂CO)=60г/моль

?Т_кип=m_AK_э1000/m_BM_A => m_A/m_B=?Т_кип^.M_A/ K_э1000

w= m_A/(m_A+m_B)=(m_A/m_B)/(m_A/m_B+1)

w=(?Т_кип^.M_A/ K_э1000)/( ?Т_кип^.M_A/ K_э1000+1)= ?Т_кип^.M_A/(?Т_кип^.M_A+ K_э1000)

w=(0,465*60)/(0,465*60+1.86*1000)=0,015*100%=1,5%

Ответ: w=1,5%.

Вывод: азот является распространенным в природе химическим элементом: в воздухе содержится 78,2% азота, также в почве в виде соединений, в органических соединениях и в белковых веществах. Азот образует соединения с водородом, кислородом и другими элементами. Каждое соединение азота имеет свои физические и химические свойства. Распространено производство азотных удобрений так, как они хорошо усваиваются растениями. Среди них самыми распространенными являются аммиачная селитра и карбамид.

2. Фосфор

Фосфор (от греч. phosphoros-- светоносный) -- один из самых распространённых элементов земной коры, находящийся в 3 периоде, в 5 группе главной подгруппе. Его содержание составляет 0,08--0,09% её массы. Концентрация в морской воде0,07 мг/л^[4]. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являютсяапатитCa₅(PO₄)₃ (F,Cl,OH), фосфорит и другие. Фосфор содержится во всех частях зелёных растений, ещё больше его в плодах и семенах. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ,ДНК), является элементом жизни.

Аллотропные изменения. В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений. Это объясняется тем, что атомы фосфора способны, взаимно соединяясь, образовывать кристаллические решетки различного типа.

В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:

§ 4Р + 3KOH + 3Н₂О > РН₃+ 3KН₂РО₂.

Восстановительные свойства

Сильные окислители превращают фосфор вфосфорную кислоту:

§ 3P + 5HNO₃+ 2H₂O > 3H₃PO₄+ 5NO;

§ 2P + 5H₂SO₄> 2H₃PO₄+ 5SO₂+ 2H₂O.

Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступаетбертолетова соль:

§ 6P + 5KClO₃> 5KCl + 3P₂O₅

Фомсфорные кисломты.

Фомсфорные кисломты-- соединения фосфора в степени окисления+5, имеющие общую формулу P₂O₅·nH₂O.

При взаимодействии высшего оксида фосфора с водой на холоде получается метафосфорная кислота HPO₃, представляющая собой прозрачную стекловидную массу. При разбавлении её водой образуетсяортофосфорнаякислотаH₃PO₄:

При нагревании до 200--250°C ортофосфорная кислота обезвоживается, и образуетсяпирофосфорнаякислотаH₄P₂O₇, в результате дальнейшей дегидратации которой при 400--500°C вновь образуется метафосфорная кислота:

Из всех фосфорных кислот наибольшее практическое значение имеет ортофосфорная кислота^[1](которую часто называют просто фосфорная^[2]). Для её получения используют реакции обменафосфатовс сильными кислотами или окисление белого фосфораазотной кислотой:

Фосфорную кислоту и её соли (дигидрофосфаты, гидрофосфаты и фосфаты) широко используют при производстве минеральных удобрений. Наиболее распространёнными фосфорными удобрениями являются простой суперфосфат, преципитат и фосфоритная мука.

Фосфорные удобрения.

Фосфорные удобрения-- минеральные удобрения, содержащие фосфор. К ним относятся суперфосфат, двойной суперфосфат, аммофос, диаммофос, ортофосфат, метафосфат калия, преципитат, томасшлак, фосфоритная мука, костяная мука и др. Сырьем для фосфорных удобрений служат апатиты и фосфориты. Фосфорное голодание проявляется в изменении окраски листьев на пурпурную, бронзовую и задержке цветения и созревания. Фосфор играет важную роль в жизни плодовых и ягодных культур. Он входит в состав сложных белков, участвующих в процессе деления клеточного ядра и в образовании новых органов растения, в созревании плодов и ягод, способствует накоплению крахмала, сахара, жира. Фосфор значительно повышает зимостойкость растений. Он играет большую роль в ускорении созревания плодов.

Примеры фосфорных удобрений

Самое дешевое фосфорное удобрение - это тонко измельченный фосфорит - фосфоритная мука. Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Са₃(РО₄)₂. Поэтому фосфориты усваиваются не всеми растениями и не на всех почвах. Основную массу добываемых фосфорных руд перерабатывают химическими методами в вещества, доступные всем растениям на любой почве. Это водорастворимые фосфаты кальция:

Двойной суперфосфат (цвет и внешний вид сходен с простым суперфосфатом - серый мелкозернистый порошок).

Получается при действии на природный фосфат фосфорной кислоты:

По сравнению с простым суперфосфатом он не содержит СаSО₄ и является значительно концентрированным удобрением (содержит до 50% Р₂О₅).

Преципитат - содержит 35-40% Р₂О₅.

Получается при нейтрализации фосфорной кислоты раствором гидроксида кальция:

Применяется на кислых почвах.

Аммофос - сложное удобрение, содержащее азот (до 15% N) и фосфор (до 58% Р₂О₅) в виде NH₄H₂PO₄ и (NH₄)₂HPO₄. Получается при нейтрализации фосфорной кислоты аммиаком.

Раньше в течение более 100 лет в качестве фосфорного удобрения широко использовали так называемый простой суперфосфат, который образуется при действии серной кислоты на природный фосфат кальция:

.

Решение задач:

Задача №1. В 500 мл насыщенного раствора Zn₃(PO₄)₂содержится 2,47*10-⁷моль фосфат-ионов. Вычислите растворимость соли в моль/л и произведение растворимости Zn₃(PO₄)₂.

Дано: Решение:

V(Zn₃(PO₄)₂)=500л 2,47*10-⁷*(1000/500) = 4,94*10-⁷моль/л => в 1л 2PO₄^3-

N(2 PO₄^3-)=2,47*10-⁷моль 4,94*10-⁷/2 =2,47*10-⁷моль /л=> Zn₃(PO₄)₂

p=? Zn₃(PO₄)₂= 3Zn²⁺ + 2PO₄^3-

ПР=? ПР(Zn₃(PO₄)₂) = [Zn²⁺]³[PO₄^3-]²= (3с)³(2с)²=

=108с⁵=1*10-³¹моль⁵/л⁵

Ответ: р=2,47*10-⁷моль/л; ПР = 1*10^-31моль⁵/л⁵

Задача №2. Сколько граммов Na₃PO₄ надо прибавить к 500 л воды, чтобы устранить ее карбонатную жесткость, равную 5 ммоль экв/л?

Решение: 500*5=2500мг-экв => 2,5г-экв солей в 500л воды

m(Na₃PO₄)=2,5г-экв*54,7г-экв=136,75г

Ответ: m(Na₃PO₄)= 136,75г

Задача №3. Плотность паров фосфора при 400^_С и при давлении 101,3 кПа равна 2,246 г/л. Определите молекулярную формулу фосфора в этих условиях.

Дано: Решение:

t=400^_С PV=RTm/M

P=101,3 кПа p=m/V => V=m/p

P=2,246 г/л Pm/p=RTm/M => P/p=RT/M => M=pRT/P

Молек.ф-ла-? M=(2,246г/л*8,314Дж^.моль/К*673К)/101,3кПа=124г/моль

124г/моль/4=31г/моль => P₄

Ответ: Молекулярная формула - Р₄.

Задача №4. Вычислите: а) процентную, б) молярную, и в) моляльную концентрации раствора Н3РО4, полученного при растворении 18 г кислоты в 282 см³ воды, если плотность его 1,031 г/см³ .

Дано: Решение:

m_к-ты=18г а) m_р-ра=18г+282г=300г

V_воды=282см³ w= m_к-ты/m_р-ра=18г/300г=0,06=6%

р=1,031 г/см³ б) g=w*?g= 0,06*1031г=61,86г

w-? c=61,86/97,99=0,63моль/л

с-? в) 282г - 18г

С-? 1000г - х х=(1000г*18г)/282г=63,83г

С=63,83/97,99=0,65моль/кг раств

Ответ: w=6%, c=0,63моль/л, C=0,65моль/кг раств.

Вывод: Фосфор принадлежит к числу распространенных элементов, является элементом жизни. Из-за своей легкой окисляемости в свободном состоянии в природе не встречается. Фосфор более активен чем азот, имеет свои аллотропные видоизменения. Фосфорные удобрения содержат в своем составе фосфор. По сравнению с азотными удобрениями, не все растения усваивают фосфорные удобрения.

Размещено на Allbest.ru