Acid azotic – important, dar periculos reactiv chimic

Reactivi chimici, echipamente si instrumente de laborator, și sticlărie de laborator sau din alte materiale sunt componente ale oricărui laborator modern de cercetare industrială sau științifică. În această listă, la fel de multe secole în urmă, substanțele și compușii ocupă un loc aparte, deoarece reprezintă baza chimică principală, fără de care este imposibil să se realizeze vreunul, chiar și cel mai simplu experiment sau analiză.

Chimia modernă include un număr mare de reactivi chimici: alcalii, acizi, reactivi, săruri și altele. Dintre acestea, acizii sunt grupul cel mai comun. Acizii sunt compuși complecși care conțin hidrogen ai căror atomi pot fi înlocuiți cu atomi de metal. Domeniul de aplicare al acestora este extins. Acesta acoperă multe industrii: chimică, inginerie, rafinarea petrolului, alimentație, precum și medicină, farmacologie, cosmetologie; utilizat pe scară largă în viața de zi cu zi.

Acidul azotic și definiția acestuia

Aparține acizilor monobazici și este un reactiv puternic. Este un lichid transparent, care poate avea o nuanță gălbuie dacă este depozitat pentru o lungă perioadă de timp într-o cameră caldă, deoarece la temperaturi pozitive (camerei) se acumulează oxizi de azot în el. Când este încălzit sau expus la lumina directă a soarelui, devine maro din cauza eliberării de dioxid de azot. Fumează la contactul cu aerul. Acest acid este un agent oxidant puternic, cu un miros ascuțit, neplăcut, care reacționează cu majoritatea metalelor (cu excepția platinei, rodiului, aurului, tantalului, iridiului și altora), transformându-le în oxizi sau nitrați. Acest acid se dizolvă bine în apă, în orice proporție și într-o măsură limitată în eter.

Forma de eliberare a acidului azotic depinde de concentrația acestuia:

- regulat – 65%, 68%;
- afumat – 86% sau mai mult. Culoarea „fumului” poate fi albă dacă concentrația este de la 86% la 95% sau roșie dacă concentrația este peste 95%.

Chitanță

În prezent, producția de acid azotic puternic sau slab concentrat trece prin următoarele etape:
1. proces de oxidare catalitică a amoniacului sintetic;
2. ca urmare, obtinerea unui amestec de gaze azotate;
3. absorbtia de apa;
4. proces de concentrare a acidului azotic.

Depozitare si transport

Acest reactiv este cel mai agresiv acid, Prin urmare, sunt prezentate următoarele cerințe pentru transportul și depozitarea acestuia:
- depozitarea si transportul in recipiente speciale inchise ermetic din otel cromat sau aluminiu, precum si in sticle din sticla de laborator.

Fiecare container este marcat „Periculos”.

Unde se folosește substanța chimică?

Domeniul de aplicare al acidului azotic este în prezent enorm. Acesta acoperă multe industrii, cum ar fi:
- chimice (producția de explozivi, coloranți organici, materiale plastice, sodiu, potasiu, materiale plastice, unele tipuri de acizi, fibre artificiale);
- agricole (producerea de îngrășăminte minerale azotate sau nitrat);
- metalurgice (dizolvarea si gravarea metalelor);
- farmacologic (parte a preparatelor pentru îndepărtarea leziunilor cutanate);
- producția de bijuterii (determinarea purității metalelor și aliajelor prețioase);
- militare (incluse în explozivi ca reactiv de nitrare);
- rachetă și spațiu (una dintre componentele combustibilului pentru rachete);
- medicament (pentru cauterizarea verucilor și a altor formațiuni ale pielii).

Masuri de precautie

Când lucrați cu acid azotic, trebuie să țineți cont de faptul că acest reactiv chimic este un acid puternic, care aparține substanțelor din clasa de pericol 3. Există reguli speciale pentru angajații de laborator, precum și pentru persoanele autorizate să lucreze cu astfel de substanțe. Pentru a evita contactul direct cu reactivul, efectuați toate lucrările strict în îmbrăcăminte specială, care include: mănuși și încălțăminte rezistente la acizi, salopete, mănuși de nitril, precum și ochelari și aparate respiratorii ca protecție respiratorie și vizuală. Nerespectarea acestor cerințe poate duce la cele mai grave consecințe: dacă intră în contact cu pielea - arsuri, ulcere, iar dacă intră în tractul de inhalare - otrăviri, chiar edem pulmonar.

· Producție industrială, aplicare și efect asupra organismului · Articole înrudite · Note · Literatură · Site oficial ·

HNO 3 foarte concentrat are de obicei o culoare maro datorită procesului de descompunere care are loc în lumină:

Când este încălzit, acidul azotic se descompune conform aceleiași reacții. Acidul azotic poate fi distilat (fără descompunere) numai sub presiune redusă (punctul de fierbere indicat la presiunea atmosferică se află prin extrapolare).

Aurul, unele metale din grupa platinei și tantalul sunt inerte la acidul azotic pe întregul interval de concentrație, alte metale reacţionează cu acesta, cursul reacției este determinat și de concentrația sa.

HNO 3 ca acid monobazic puternic interacționează:

a) cu oxizi bazici și amfoteri:

c) înlocuiește acizii slabi din sărurile lor:

Când fierbe sau este expus la lumină, acidul azotic se descompune parțial:

Acidul azotic la orice concentrație prezintă proprietățile unui acid oxidant, în plus, azotul este redus la o stare de oxidare de la +4 la 3. Profunzimea reducerii depinde în primul rând de natura agentului reducător și de concentrația acidului azotic. Ca acid oxidant, HNO3 interacționează:

a) cu metale aflate în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului:

HNO3 concentrat

Se diluează HNO3

b) cu metale aflate în seria de tensiuni la stânga hidrogenului:

Toate ecuațiile de mai sus reflectă doar cursul dominant al reacției. Aceasta înseamnă că în anumite condiții există mai mulți produși ai acestei reacții decât produsele altor reacții, de exemplu, când zincul reacţionează cu acidul azotic (fracția de masă a acidului azotic în soluția 0,3), produsele vor conține cel mai mult NO, dar vor de asemenea conțin (doar în cantități mai mici) și NO 2, N 2 O, N 2 și NH 4 NO 3.

Singurul model general în interacțiunea acidului azotic cu metalele este: cu cât acidul este mai diluat și cu cât metalul este mai activ, cu atât azotul este mai adânc redus:

Creșterea concentrației de acid crește activitatea metalului

Acidul azotic, chiar și concentrat, nu interacționează cu aurul și platina. Fierul, aluminiul, cromul sunt pasivate cu acid azotic concentrat la rece. Fierul reacționează cu acidul azotic diluat și, pe baza concentrației acidului, se formează nu numai diverși produși de reducere a azotului, ci și diverși produși de oxidare a fierului:

Acidul azotic oxidează nemetale, iar azotul este de obicei redus la NO sau NO 2:

și substanțe complexe, de exemplu:

Unii compuși organici (de exemplu, amine, terebentină) se aprind spontan în contact cu acidul azotic concentrat.

Unele metale (fier, crom, aluminiu, cobalt, nichel, mangan, beriliu), care reacţionează cu acidul azotic diluat, sunt pasivate de acidul azotic concentrat şi sunt rezistente la efectele acestuia.

Un amestec de acizi azotic și sulfuric se numește „melange”.

Acidul azotic este utilizat pe scară largă pentru a obține compuși nitro.

Un amestec de trei volume de acid clorhidric și un volum de acid azotic se numește „aqua regia”. Aqua regia dizolvă majoritatea metalelor, inclusiv aurul și platina. Abilitățile sale puternice de oxidare se datorează clorului atomic și clorurii de nitrozil rezultate:

Nitrați

Acidul azotic este un acid puternic. Sărurile sale - nitrații - se obțin prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor, hidroxizilor sau carbonaților. Toți nitrații sunt foarte solubili în apă. Ionii de nitrat nu se hidrolizează în apă.

Sărurile acidului azotic se descompun ireversibil atunci când sunt încălzite, iar compoziția produșilor de descompunere este determinată de cation:

a) nitrați ai metalelor situate în seria de tensiuni din stânga magneziului:

b) nitrați ai metalelor situate în domeniul de tensiune între magneziu și cupru:

c) nitrați ai metalelor situate în seria de tensiuni în dreapta mercurului:

d) azotat de amoniu:

Nitrații din soluții apoase nu prezintă practic proprietăți de oxidare, dar la temperaturi ridicate în stare solidă sunt agenți oxidanți puternici, de exemplu, la topirea solidelor:

Zincul și aluminiul într-o soluție alcalină reduc nitrații la NH3:

Sărurile acidului azotic - nitrații - sunt utilizate pe scară largă ca îngrășăminte. În plus, aproape toți nitrații sunt foarte solubili în apă, așa că există extrem de puțini dintre ei în natură sub formă de minerale; excepțiile sunt azotatul chilian (sodiu) și nitratul indian (nitratul de potasiu). Majoritatea nitraților sunt obținuți artificial.

Sticla și fluoroplastic-4 nu reacționează cu acidul azotic.

Acidul azot există fie în soluție, fie în fază gazoasă. Este instabil și, atunci când este încălzit, se dezintegrează în vapori:

2HNO2”NO+NO2+H2O

Soluțiile apoase ale acestui acid se descompun atunci când sunt încălzite:

3HNO 2 „HNO 3 +H 2 O+2NO

Această reacție este reversibilă, prin urmare, deși dizolvarea NO 2 este însoțită de formarea a doi acizi: 2NO 2 + H 2 O = HNO 2 + HNO 3

Practic, prin reacția NO 2 cu apa se obține HNO 3:

3NO2+H20=2HNO3+NO

În ceea ce privește proprietățile acide, acidul azot este doar puțin mai puternic decât acidul acetic. Sărurile sale se numesc nitriți și, spre deosebire de acidul însuși, sunt stabile. Din soluțiile sărurilor sale, se poate obține o soluție de HNO2 prin adăugarea de acid sulfuric:

Ba(NO2)2 +H2SO4 =2HNO2 +BaSO4 ¯

Pe baza datelor despre compușii săi, sunt sugerate două tipuri de structură a acidului azot:

care corespund nitriților și compușilor nitro. Nitriții metalelor active au o structură de tip I, iar metalele slab active au o structură de tip II. Aproape toate sărurile acestui acid sunt foarte solubile, dar nitritul de argint este cel mai dificil. Toate sărurile acidului azot sunt otrăvitoare. Pentru tehnologia chimică, KNO 2 și NaNO 2 sunt importante, care sunt necesare pentru producerea coloranților organici. Ambele săruri sunt obținute din oxizi de azot:

NO+NO 2 +NaOH=2NaNO 2 +H 2O sau la încălzirea nitraților lor:

KNO3 +Pb=KNO2+PbO

Pb este necesar pentru a lega oxigenul eliberat.

Dintre proprietățile chimice ale HNO2, proprietățile oxidative sunt mai pronunțate, în timp ce el însuși este redus la NO:

Cu toate acestea, multe exemple de astfel de reacții pot fi date în cazul în care acidul azot prezintă proprietăți reducătoare:

Prezența acidului azot și a sărurilor sale într-o soluție poate fi determinată prin adăugarea unei soluții de iodură de potasiu și amidon. Ionul de nitrit oxidează anionul de iod. Această reacție necesită prezența H +, adică. apare într-un mediu acid.

Acid azotic

În condiții de laborator, acidul azotic poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra nitraților:

NaNO3 +H2SO4(k) =NaHSO4 +HNO3 Reacția are loc cu încălzire scăzută.

Producerea acidului azotic la scară industrială se realizează prin oxidarea catalitică a amoniacului cu oxigenul atmosferic:

1. Mai întâi, un amestec de amoniac și aer este trecut peste un catalizator de platină la 800°C. Amoniacul este oxidat la oxid nitric (II):

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

2. La răcire, are loc oxidarea suplimentară a NO la NO 2: 2NO+O 2 = 2NO 2

3. Oxidul de azot (IV) rezultat se dizolvă în apă în prezența excesului de O2 pentru a forma HNO3: 4NO2 +2H2O+O2 =4HNO3

Produsele inițiale - amoniacul și aerul - sunt curățate temeinic de impuritățile nocive care otrăvesc catalizatorul (hidrogen sulfurat, praf, uleiuri etc.).

Acidul rezultat este diluat (40-60% acid). Acidul azotic concentrat (96-98% concentrație) se obține prin distilarea acidului diluat într-un amestec cu acid sulfuric concentrat. În acest caz, doar acidul azotic se evaporă.

Proprietăți fizice

Acidul azotic este un lichid incolor cu un miros înțepător. Foarte higroscopic, „fum” în aer, pentru că vaporii săi cu umiditatea aerului formează picături de ceață. Se amestecă cu apă în orice proporție. La -41,6°C intră în stare cristalină. Fierbe la 82,6°C.

În HNO3, valența azotului este 4, starea de oxidare este +5. Formula structurală a acidului azotic este descrisă după cum urmează:

Ambii atomi de oxigen, asociați doar cu azotul, sunt echivalenti: se află la aceeași distanță de atomul de azot și poartă fiecare jumătate din sarcina unui electron, adică. a patra parte de azot este împărțită în mod egal între doi atomi de oxigen.

Structura electronică a acidului azotic poate fi dedusă după cum urmează:

1. Un atom de hidrogen se leagă de un atom de oxigen printr-o legătură covalentă:

2. Datorită electronului nepereche, atomul de oxigen formează o legătură covalentă cu atomul de azot:

3. Doi electroni nepereche ai atomului de azot formează o legătură covalentă cu al doilea atom de oxigen:

4. Al treilea atom de oxigen, atunci când este excitat, formează un liber 2p- orbital prin împerecherea electronilor. Interacțiunea unei perechi de azot singură cu un orbital liber al celui de-al treilea atom de oxigen duce la formarea unei molecule de acid azotic:

Proprietăți chimice

1. Acidul azotic diluat prezintă toate proprietățile acizilor. Aparține acizilor puternici. Se disociază în soluții apoase:

HNO 3 „Н + +NO - 3 Se descompune parțial sub influența căldurii și luminii:

4HNO 3 =4NO 2 +2H 2 O+O 2 De aceea, depozitați-l într-un loc răcoros și întunecat.

2. Acidul azotic se caracterizează exclusiv prin proprietăți oxidante. Cea mai importantă proprietate chimică este interacțiunea sa cu aproape toate metalele. Hidrogenul nu se eliberează niciodată. Reducerea acidului azotic depinde de concentrația sa și de natura agentului reducător. Gradul de oxidare a azotului în produsele de reducere este în intervalul de la +4 la -3:

HN +5 O 3 ®N +4 O 2 ®HN +3 O 2 ®N +2 O®N +1 2 O®N 0 2 ®N -3 H 4 NO 3

Produșii de reducere din interacțiunea acidului azotic de diferite concentrații cu metale cu activitate diferită sunt prezentate în diagrama de mai jos.

Acidul azotic concentrat la temperaturi obișnuite nu interacționează cu aluminiul, cromul și fierul. Îi pune într-o stare pasivă. La suprafață se formează o peliculă de oxizi, care este impermeabilă la acidul concentrat.

3. Acidul azotic nu reacționează cu Pt, Rh, Ir, Ta, Au. Platina și aurul sunt dizolvate în „vodca regia” - un amestec de 3 volume de acid clorhidric concentrat și 1 volum de acid azotic concentrat:

Au+HNO3 +3HCl= AuCl3 +NO+2H2O HCl+AuCl3 =H

3Pt+4HNO3 +12HCl=3PtCl4 +4NO+8H2O 2HCl+PtCl4 =H2

Efectul „vodcii regia” este că acidul azotic oxidează acidul clorhidric în clor liber:

HNO 3 +HCl=Cl 2 +2H 2 O+NOCl 2NOCl=2NO+Cl 2 Clorul eliberat se combină cu metalele.

4. Nemetalele se oxidează cu acid azotic la acizii corespunzători, iar în funcție de concentrație se reduce la NO sau NO 2:

S+bHNO 3(conc) =H 2SO 4 +6NO 2 +2H 2 OP+5HNO 3(conc) =H 3 PO 4 +5NO 2 +H 2 O I 2 +10HNO 3(conc) =2HIO 3 +10NO 2 +4H2O3P+5HNO3(p asb) +2H2O= 3H3PO4 +5NO

5. De asemenea, interacționează cu compușii organici.

Sărurile acidului azotic se numesc nitrați și sunt substanțe cristaline care sunt foarte solubile în apă. Sunt obținute prin acțiunea HNO 3 asupra metalelor, oxizilor și hidroxizilor acestora. Nitrații de potasiu, sodiu, amoniu și calciu se numesc nitrați. Nitratul este folosit în principal ca îngrășăminte minerale cu azot. În plus, KNO 3 este utilizat pentru prepararea pudrei negre (un amestec de 75% KNO 3, 15% C și 10% S). Amonialul exploziv este fabricat din NH4NO3, pulbere de aluminiu și trinitrotoluen.

Sărurile acidului azotic se descompun atunci când sunt încălzite, iar produsele de descompunere depind de poziția metalului care formează sare în seria potențialelor standard ale electrodului:

Descompunerea la încălzire (termoliza) este o proprietate importantă a sărurilor acidului azotic.

2KNO 3 =2KNO 2 +O 2

2Cu(NO3)2 = 2CuO+NO2+O2

Sărurile metalelor situate în seria din stânga Mg formează nitriți și oxigen, de la Mg la Cu - oxid metalic, NO 2 și oxigen, după Cu - metal liber, NO 2 și oxigen.

Aplicație

Acidul azotic este cel mai important produs al industriei chimice. Sunt cheltuite cantități mari pentru prepararea îngrășămintelor cu azot, explozivilor, coloranților, materialelor plastice, fibrelor artificiale și a altor materiale. Fumat

Acidul azotic este folosit în tehnologia rachetelor ca oxidant al combustibilului pentru rachete.

Acidul azotic HNO 3 este un lichid incolor, are un miros înțepător și se evaporă ușor. Dacă intră în contact cu pielea, acidul azotic poate provoca arsuri grave (pe piele se formează o pată galbenă caracteristică, trebuie spălat imediat cu multă apă și apoi neutralizat cu sodă NaHCO3)

Acid azotic

Formula moleculară: HNO 3, B(N) = IV, C.O. (N) = +5

Atomul de azot formează 3 legături cu atomii de oxigen prin mecanismul de schimb și 1 legătură prin mecanismul donor-acceptor.

Proprietăți fizice

HNO3 anhidru la temperatura obișnuită este un lichid volatil incolor cu un miros specific (pb 82,6 "C).

HNO3 concentrat „fumant” are o culoare roșie sau galbenă, deoarece se descompune pentru a elibera NO 2. Acidul azotic se amestecă cu apa în orice raport.

Metode de obținere

I. Industrială - Sinteză în 3 etape după schema: NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

Etapa 1: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Etapa 2: 2NO + O 2 = 2NO 2

Etapa 3: 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O = 4HNO 3

II. Laborator - încălzire pe termen lung a nitratului cu conc. H2SO4:

2NaNO3 (solid) + H2SO4 (conc.) = 2HNO3 + Na2SO4

Ba(NO3)2 (tv) + H2SO4 (conc.) = 2HNO3 + BaSO4

Proprietăți chimice

HNO 3 ca acid puternic prezintă toate proprietățile generale ale acizilor

HNO 3 → H + + NO 3 -

HNO 3 este o substanță foarte reactivă. În reacțiile chimice se manifestă ca un acid puternic și ca un agent oxidant puternic.

HNO 3 interacționează:

a) cu oxizi metalici 2HNO 3 + CuO = Cu(NO 3) 2 + H 2 O

b) cu baze și hidroxizi amfoteri 2HNO 3 + Cu(OH) 2 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

c) cu săruri ale acizilor slabi 2HNO 3 + CaCO 3 = Ca(NO 3) 2 + CO 2 + H 2 O

d) cu amoniac HNO 3 + NH 3 = NH 4 NO 3

Diferența dintre HNO 3 și alți acizi

1. Când HNO 3 interacționează cu metalele, H 2 nu este aproape niciodată eliberat, deoarece ionii de H + acizi nu participă la oxidarea metalelor.

2. În loc de ionii H +, anionii NO 3 - au efect oxidant.

3. HNO 3 este capabil să dizolve nu numai metalele situate în seria de activitate din stânga hidrogenului, ci și metalele slab active - Cu, Ag, Hg. Au și Pt se dizolvă, de asemenea, într-un amestec cu HCI.

HNO 3 este un agent oxidant foarte puternic

I. Oxidarea metalelor:

Interacțiunea HNO 3: a) cu Me de activitate scăzută și medie: 4HNO 3 (conc.) + Cu = 2NO 2 + Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

8HNO 3 (dil.) + 3Сu = 2NO + 3Cu(NO 3) 2 + 4H 2 O

b) cu Me activ: 10HNO 3 (diluat) + 4Zn = N 2 O + 4Zn(NO 3) 2 + 5H 2 O

c) cu alcalii și alcalino-pământoase Me: 10HNO 3 (ultra dil.) + 4Ca = NH 4 NO 3 + 4Ca(NO 3) 2 + 3H 2 O

HNO 3 foarte concentrat la temperaturi obișnuite nu dizolvă unele metale, inclusiv Fe, Al, Cr.

II. Oxidarea nemetalelor:

HNO 3 oxidează P, S, C până la cei mai mari CO, și este el însuși redus la NO (HNO 3 dil.) sau la NO 2 (HNO 3 conc.).

5HNO3 + P = 5NO2 + H3PO4 + H2O

2HNO3 + S = 2NO + H2SO4

III. Oxidarea substanțelor complexe:

Deosebit de importante sunt reacțiile de oxidare ale unor sulfuri de Me, care sunt insolubile în alți acizi. Exemple:

8HNO 3 + PbS = 8NO 2 + PbSO 4 + 4H 2 O

22HNO 3 + 3Сu 2 S = 10NO + 6Cu(NO 3) 2 + 3H 2 SO 4 + 8H 2 O

HNO 3 - agent de nitrare în reacțiile de sinteză organică

R-H + HO-NO2 → R-NO2 + H2O

C 2 H 6 + HNO 3 → C 2 H 5 NO 2 + H 2 O nitroetan

C 6 H 5 CH 3 + 3HNO 3 → C 6 H 2 (NO 2) 3 CH 3 + 3H 2 O trinitrotoluen

C 6 H 5 OH + 3HNO 3 → C 6 H 5 (NO 2) 3 OH + 3 H 2 O trinitrofenol

HNO 3 esterifică alcoolii

R-OH + HO-NO2 → R-O-NO2 + H2O

C 3 H 5 (OH) 3 + 3HNO 3 → C 3 H 5 (ONO 2) 3 + 3 H 2 O trinitrat de glicerol

Descompunerea HNO3

Când sunt depozitate la lumină, și mai ales când sunt încălzite, moleculele de HNO3 se descompun datorită oxido-reducerii intramoleculare:

4HNO3 = 4NO2 + O2 + 2H2O

Este eliberat gaz toxic roșu-brun NO 2, care sporește proprietățile oxidante agresive ale HNO 3

Săruri ale acidului azotic - nitrați Me(NO 3) n

Nitrații sunt substanțe cristaline incolore care se dizolvă bine în apă. Au proprietăți chimice caracteristice sărurilor tipice.

Trăsături distinctive:

1) descompunere redox la încălzire;

2) proprietăți puternice de oxidare ale nitraților de metale alcaline topite.

Descompunere termică

1. Descompunerea nitraților metalelor alcaline și alcalino-pământoase:

Me(NO3) n → Me(NO2) n + O2

2. Descompunerea nitraților metalici în seria de activitate a metalelor de la Mg la Cu:

Me(NO 3) n → Me x O y + NO 2 + O 2

3. Descompunerea nitraților metalici care sunt mai mari în seria de activitate a metalelor decât Cu:

Me(NO 3) n → Me + NO 2 + O 2

Exemple de reacții tipice:

1) 2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

2) 2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2

3) 2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2

Efectul oxidativ al topiturii nitraților de metale alcaline

În soluțiile apoase, nitrații, spre deosebire de HNO3, nu prezintă aproape nicio activitate oxidativă. Cu toate acestea, topiturile nitraților de metale alcaline și amoniul (salitrul) sunt agenți oxidanți puternici, deoarece se descompun odată cu eliberarea de oxigen activ.

Detalii Categorie: Vizualizări: 8817

ACID AZOTIC, HNO 3, se obține prin dizolvarea oxizilor de azot în apă:

3NO2 + H20 = 2HN3 + NO
N2O3 + H20 = HNO3 + NO
N2O5 + H2O = 2HNO3

Proprietățile fizice ale acidului azotic. Greutate molară - 63.016; lichid incolor cu miros caracteristic; punctul de fierbere 86°, punctul de topire -47°; greutate specifică 1,52 la 15°; în timpul distilării, datorită descompunerii 2HNO 3 = N 2 O 3 + 2O + H 2 O, acidul azotic eliberează imediat oxigen, N 2 O 3 și apă; absorbția acestora din urmă determină o creștere a punctului de fierbere. În soluție apoasă, acidul azotic puternic conține de obicei oxizi de azot, iar prepararea acidului azotic complet anhidru prezintă dificultăți semnificative. Este imposibil să se obțină acid azotic anhidru prin distilare, deoarece soluțiile apoase de acid azotic au o elasticitate minimă, adică adăugarea de apă la acid și invers scade elasticitatea vaporilor (și crește punctul de fierbere). Prin urmare, ca rezultat al distilării unui acid slab (D< 1,4) получается постоянно кипящий остаток D = 1,415, с содержанием 68% HNО 3 и с температурой кипения 120°,5 (735 мм). Перегонка при пониженном давлении дает остаток с меньшим содержанием HNО 3 , при повышенном давлении - с большим содержанием HNO 3 . Кислота D = 1,503 (85%), очищенная продуванием воздуха от N 2 О 4 , дает при перегонке остаток с 77,1% HNО 3 . Кислота D = 1,55 (99,8%) дает при перегонке сначала сильно окрашенный окислами азота раствор D = 1,62, а в остатке кислоту D = 1,49. Т. о. в остатке при перегонке азотной кислоты всегда оказывается кислота, соответствующая минимуму упругости (максимуму температуры кипения). Безводную кислоту можно получить лишь при смешивании крепкой (99,1%) азотной кислоты с азотным ангидридом.

Prin congelare, aparent, este imposibil să se obțină acid peste 99,5%. Cu noile metode (Valentiner) de extragere a acidului azotic din salpetru, acidul este destul de pur, dar cu cele vechi a fost necesară purificarea lui în principal din compuși de clorură și din vapori de N 2 O 4. Cel mai puternic acid are D0 = 1,559, D15 = 1,53 și 100% HNO3 - D4 = 1,5421 (Veley și Manley); 100% acizi fumează în aer și atrage vaporii de apă la fel de puternic ca acidul sulfuric. Un acid cu D = 1,526 se încălzește atunci când este amestecat cu zăpadă.

Căldura de formare (din 1/2 H 2 + 1/2 N 2 + 3/2 O 2):

HNO 3 – abur + 34400 cal
HNO 3 – lichid + 41600 cal
HNO 3 – cristale + 42200 cal
HNO 3 – soluție + 48800 cal

Căldura de diluare: la adăugarea unei particule de H2O la HNO3 - 3,30 Cal, două particule - 4,9 Cal, cinci particule - 6,7 Cal, zece - 7,3 Cal. Adăugarea suplimentară oferă o creștere nesemnificativă a efectului termic. Sub formă de cristale obțineți:
1) HNO3·H2O = H3NO4 - tablete rombice care amintesc de AgNO3, punct de topire = -34° (-38°);
2) HNO 3 (H 2 O) 2 = H 5 NO 5 - ace, punct de topire -18°.2, stabil doar sub -15°. Curba temperaturii de cristalizare a acidului apos are trei eutectice (la -66°.3, la -44°.2, la -43°) și două maxime (HNO 3 H 2 O -38°, HNO 3 3H 2 O -18 °,2). Aceleași puncte speciale se observă pentru căldurile de soluție și pentru spirele curbei de conductivitate electrică, dar pe aceasta din urmă se remarcă și 2HNO 3 ·H 2 O și HNO 3 ·10H 2 O. Din cele spuse și prin analogie cu acizii fosforici, rezultă că în soluțiile de acid azotic există hidratul acestuia HNO 3, dar se descompune foarte ușor, ceea ce determină reactivitatea ridicată a HNO 3. Se numește acid azotic care conține NO 2 în soluție fumat(roșu).

Proprietăți chimice. HNO 3 pur se descompune cu ușurință și devine gălbui datorită reacției 2HNO 3 = 2NO 2 + O 2 + H 2 O și a absorbției anhidridei de azot rezultată. Acidul azotic pur și acidul azotic puternic în general sunt stabili doar la temperaturi scăzute. Principala caracteristică a acidului azotic este capacitatea sa de oxidare extrem de puternică datorită eliberării de oxigen. Astfel, atunci când acţionează asupra metalelor (cu excepţia Pt, Rh, Ir, Au, asupra cărora HNO 3 nu are efect în absenţa clorului), acidul azotic oxidează metalul, eliberând oxizi de azot, cu cât gradul de oxidare este mai mic, cu atât este mai energetic. metalul oxidat a fost ca agent reducător. De exemplu, plumbul (Pb) și staniul (Sn) dau N2O4; argint - în principal N 2 O 3. Sulful, în special proaspăt precipitat, se oxidează ușor; fosforul, când este ușor încălzit, se transformă în acid fosforic. Cărbunele încins se aprinde în vaporii acidului azotic și în acidul azotic însuși. Efectul oxidant al acidului roșu fumos este mai mare decât cel al acidului incolor. Fierul scufundat în el devine pasiv și nu mai este susceptibil la acțiunea acidului. Acidul azotic anhidru sau amestecat cu acid sulfuric are un efect foarte puternic asupra compușilor organici ciclici (benzen, naftalenă etc.), dând compuși nitro C 6 H 5 H + HNO 3 = C 6 H 5 NO 2 + HOH. Nitrarea parafinelor are loc lent, și numai sub acțiunea unui acid slab (grad ridicat de ionizare). Ca urmare a interacțiunii substanțelor care conțin hidroxil (glicerină, fibre) cu acidul azotic, se obțin esteri de azotat, numiți incorect nitroglicerină, nitroceluloză etc. Toate experimentele și toate lucrările cu acid azotic trebuie efectuate într-o cameră bine ventilată. , dar de preferat sub un proiect special .

Analiza . Pentru a detecta urme de acid azotic, utilizați: 1) difeniledanil dihidrotriazol (cunoscut comercial ca „nitron”); Se toarnă 5 sau 6 picături dintr-o soluție 10% de nitron în acid acetic 5% în 5-6 cm 3 din soluția de testat, adăugându-i în prealabil o picătură de H 2 SO 4: în prezența unor cantități vizibile de NO 3 ioni, se eliberează un precipitat copios, în soluții foarte slabe se eliberează cristale în formă de ac; la 0° chiar 1/80000 HNO 3 poate fi deschis cu nitron; 2) brucină în soluție; se amestecă cu soluția de testare și se toarnă cu grijă de-a lungul peretelui eprubetei până la acid sulfuric puternic; în punctul de contact al ambelor straturi din eprubetă se formează o culoare roz-roșu, care se transformă de jos în verzui.

Pentru a determina cantitatea de HNO 3 într-o soluție de acid azotic fumos, trebuie să titrați N 2 O 4 cu o soluție de KMnO 4, să determinați densitatea lichidului cu un hidrometru și să scădeți corecția pentru conținutul de N 2 O 4 indicate într-un tabel special.

Metode industriale de producere a acidului azotic. Se extrage acidul azotic. arr. din salpetru. Anterior, exploatarea salitrului se desfășura în așa-numitul. „salpetriere”, sau „burts”, unde, ca urmare a amestecării gunoiului de grajd, urinei etc. cu tencuiala veche, treptat, parțial datorită acțiunii bacteriilor, oxidarea ureei și a altor compuși organici de azot (amine, amide etc.) are loc în acid azotic, formând azotat de calciu cu calcar. În zilele caniculare, mai ales în sud (de exemplu, în India și Asia Centrală), procesul decurge foarte repede.

În Franța, în 1813, din salnitru au fost extrase până la 2.000.000 de kg de salnitru. 25 de animale mari produc aproximativ 500 kg de salitr pe an. În unele zone, cu sol de bază bogat în resturi animale (de exemplu, regiunea Kuban), este posibil să existe o cantitate notabilă de nitrat în sol, dar nu suficientă pentru extracție. Cantități notabile au fost extrase în valea Gangelui și se găsesc în cetățile noastre din Asia Centrală, unde rezervele de sol care conțin salnitru ajung la 17 tone în fiecare loc, dar conținutul de salnitru în el nu este mai mare de 3%. Zăcăminte de azotat de sodiu – chilian – au fost descoperite în 1809; se găsesc în principal în provincia Tarapaca, între 68° 15" și 70° 18" longitudine estică și 19° 17" și 21° 18" latitudine sudică, dar se găsesc și mai la sud și la nord (în Peru și Bolivia); depozitul lor este situat la o altitudine de 1100 m deasupra nivelului mării. Depozitele au aproximativ 200 km lungime, 3-5 km lățime și au un conținut mediu de NaNO 3 de 30-40%. Rezervele, presupunând o creștere anuală a consumului de 50.000 de tone, pot dura 300 de ani. În 1913, au fost exportate 2.738.000 de tone, dar exporturile către Europa au scăzut oarecum, deși, după o scădere foarte vizibilă a exporturilor în timpul războiului, acestea au crescut ușor din nou din 1920. De obicei deasupra se află un „foc” (50 cm - 2 m grosime). ), constând din cuarț și nisip feldspatic, iar sub acesta „kalihe” (25 cm - 1,5 m), care conține salpetru (depozitele sunt situate în deșert lângă zăcăminte de sare și sare de bor calciu). Compoziția lui „kalihe” este foarte diversă; conține NaNO 3 - de la 30% la 70%, săruri de iodură și iod - până la 2%, clorură de sodiu - 16-30%, săruri de sulfat - până la 10%, săruri de magneziu - până la 6%. Cele mai bune soiuri conțin în medie: NaNO 3 - 50%, NaCl - 26%, Na 2 SO 4 - 6%, MgSO 4 - 3%. NaNO 3 este dizolvat la temperaturi ridicate, astfel încât în ​​soluție trece mult mai mult NaNO 3 decât NaCl, a cărui solubilitate crește ușor cu temperatura. Din 3 tone de „kalihe” obțineți 1 tonă de salpetru brut cu un conținut mediu de 95-96% salitr. Din 1 litru de saramură mamă se obțin de obicei 2,5-5 g iod. De obicei, salitrul brut are culoarea maro, datorită amestecului de oxid de fier. Pentru îngrășământ se folosește salitrul care conține până la 1-2% compuși de clorură. Azotatul de sodiu pur este incolor, transparent, nehigroscopic dacă nu conține compuși clorurati; se cristalizează în cuburi. Pentru a obține acidul azotic, salitrul este încălzit cu acid sulfuric; interacțiunea urmează ecuația:

NaNO3 + H2SO4 = HNO3 + NaSO4

adică se obţine sulfat acid. Acesta din urmă poate fi folosit pentru a produce acid clorhidric prin calcinarea unui amestec de NaHSO 4 și NaCl în mufle. Pentru interacțiunea conform ecuației

teoretic, este necesar să se ia 57,6 kg de H 2 SO 4 sau 60 kg de acid 66° Bẻ la 100 kg de NaNO 3. De fapt, pentru a evita descompunerea, se ia cu 20-30% mai mult acid sulfuric. Interacțiunea se realizează în retorte orizontale cilindrice de fier de 1,5 m lungime, 60 cm diametru, cu pereții de 4 cm grosime. Fiecare cilindru conține 75 kg de salpetru și 75 kg de H 2 SO 4. Vaporii sunt trecuți mai întâi printr-un frigider ceramic, răcit cu apă, sau printr-o țeavă ceramică înclinată, apoi prin absorbante: „cilindri” sau „bonbons”, adică „baloane Wulf” mari din ceramică. Dacă se ia acid sulfuric 60° Вẻ (71%) și se pun 4 kg de apă la 100 kg de salpetru în primul absorbant, atunci se obține un acid de 40-42° Вẻ (38-41%); folosind acid la 66° Вẻ (99,6%) și salpetru uscat, obținem 50° Вẻ (53%); pentru a obține acid la 36° Вẻ, în primul absorbant se pun 8 litri de apă, 4 litri în al doilea și 2,6 litri în următorii. Acidul azotic fumos se obține prin reacția salitrului cu jumătate din cantitatea de acid sulfuric cerută de calcul. Prin urmare, metoda produce acid contaminat cu clorură de nitrozil și alte substanțe care pleacă la începutul procesului și cu oxizi de azot la sfârșitul distilării. Oxizii de azot sunt relativ ușor de îndepărtat prin suflarea unui curent de aer prin acid. Este mult mai profitabil să lucrezi în retorte, înconjurate de foc pe toate părțile și având o țeavă în partea de jos pentru eliberarea bisulfatului care conține o cantitate notabilă de acid. Faptul este că fonta nu este corodata de acid dacă este suficient de încălzită și dacă contactul cu focul pe toate părțile împiedică depunerea picăturilor de acid. În astfel de retorte (1,20 lățime și 1,50 m în diametru, cu o grosime a peretelui de 4-5 cm), salitrul este tratat cu acid sulfuric la o rată de 450 kg și chiar 610 kg de salnitru la 660 kg de H 2 SO 4 ( 66 ° Bẻ). În loc de cilindri, acum se folosesc adesea țevi verticale sau aceste țevi sunt conectate la cilindri.

Conform metodei Guttmann, descompunerea se realizează în retorte din fontă compuse din mai multe părți (Fig. 1 și 1a); piesele sunt legate cu chit, constând de obicei din 100 părți pilitură de fier, 5 părți sulf, 5 părți clorură de amoniu cu cât mai puțină apă; Retortele și, dacă este posibil, trapa de încărcare sunt închise în zidărie și încălzite cu gazele cuptorului.

800 kg de salitr și 800 kg de acid sulfuric 95% sunt încărcate în retortă și se efectuează distilarea timp de 12 ore; aceasta consumă aproximativ 100 kg de cărbune. Se folosesc și retorte cilindrice. Vaporii eliberați intră mai întâi în cilindrul 8; apoi treceți o serie de țevi ceramice, 12 și 13, așezate într-o cutie de lemn cu apă; aici vaporii sunt condensați în acid azotic, care curge prin conductele 22 ale instalației Gutman, și 23 în colectarea 28, iar aici intră și condensul din cilindrul 8; acidul azotic care nu s-a condensat în conductele 12 intră prin 15a într-un turn umplut cu bile și spălat cu apă; ultimele urme de acid neabsorbite în turn sunt captate în cilindrul 43a; gazele sunt transportate prin conducta 46a în coș. Pentru a oxida oxizii de azot formați în timpul distilării, aerul este amestecat în gaze direct la ieșirea din retortă. Dacă în producție se utilizează acid sulfuric puternic și salpetru uscat, atunci se obține acid azotic incolor 96-97%. Aproape tot acidul se condensează în țevi, doar o mică parte (5%) este absorbită în turn, dând 70% acid azotic, care este adăugat la următoarea încărcătură de nitrat. Acea. rezultatul este acid azotic incolor, lipsit de clor, cu un randament de 98-99% din teorie. Metoda lui Gutman a devenit larg răspândită datorită simplității și costului redus de instalare. Din salpetru se extrage acid 96-100% prin metoda Valentiner, prin distilare sub presiune redusă (30 mm) în retorte din fontă a unui amestec de 1000 kg NaNO 3, 1000 kg H2SO 4 (66 ° Вẻ) și o astfel de cantitate de acid slab HNO 3 care adaugă 100 kg apă cu el. Distilarea durează 10 ore, cu aer introdus tot timpul în aliaj. Interacțiunea are loc la 120°, dar la sfârșitul procesului apare o „criză” (1 oră) și sunt posibile șocuri puternice (la 120-130°). După aceasta, încălzirea este adusă la 175-210 °. Îngroșarea corectă și captarea acidului este foarte importantă. Vaporii din retortă intră în cilindru, din acesta în 2 serpentine puternic răcite, din ei într-o colecție (cum ar fi un balon Wulf), urmat din nou de o serpentină și apoi 15 cilindri, în spatele cărora este plasată o pompă. Cu o încărcătură de 1000 kg de NaNO 3 în 6-8 ore, se obțin 600 kg de HNO 3 (48° Вẻ), adică 80% din normă.

Pentru a obține acid azotic din azotat norvegian (calciu), acesta din urmă este dizolvat, se adaugă acid azotic puternic și se amestecă acid sulfuric, după care acidul azotic este filtrat din gips.

Depozitare si ambalare. Pentru a stoca acidul azotic, puteți folosi vase din sticlă, argilă refractă și aluminiu pur (nu mai mult de 5% impurități), precum și vase din oțel Krupp special rezistent la acid siliconic (V2A). Deoarece atunci când acidul azotic puternic acționează asupra lemnului, rumegușului, cârpelor înmuiate în ulei vegetal etc., sunt posibile focare și incendii (de exemplu, dacă o sticlă sparge în timpul transportului), atunci acidul azotic poate fi transportat doar în trenuri speciale. Terebentina se aprinde mai ales ușor când este încălzită când vine în contact cu acidul azotic puternic.

Aplicare: 1) sub formă de săruri pentru îngrășământ, 2) pentru producția de explozivi, 3) pentru producerea de semifabricate pentru coloranți și, parțial, coloranții înșiși. Ch. arr. pentru îngrășăminte se folosesc săruri de acid azotic sau nitrat (sodiu, amoniu, calciu și potasiu). În 1914, consumul mondial de azot sub formă de nitrat chilian a ajuns la 368.000 de tone și sub formă de acid azotic din aer - 10.000 de tone.În 1925, consumul ar fi trebuit să ajungă la 360.000 de tone de acid azotic din aer. Consumul de acid azotic crește foarte mult în timpul războiului din cauza cheltuielilor cu explozivi, dintre care principalele sunt nitroglicerina și nitrocelulozele de diferite tipuri, compușii nitro (nitrotoluen, TNT, melinit etc.) și substanțele pentru fuzibile (fulminat de mercur). În timp de pace, acidul azotic este cheltuit pentru producerea de compuși nitro, de exemplu, nitrobenzen, pentru trecerea la coloranți prin anilină, obținută din nitrobenzen prin reducere. Pentru gravarea metalelor se folosesc cantități semnificative de acid azotic; sărurile acidului azotic (salpetru) sunt folosite pentru explozivi (nitrat de amoniu - în stare fără fum, azotat de potasiu - în pulbere neagră) și pentru artificii (nitrat de bariu - pentru verde).

Acid azotic standard. Standardul pentru acid azotic există până acum doar în URSS și a fost aprobat de Comitetul de standardizare de la STO ca standard obligatoriu pentru întreaga Uniune (OST-47) pentru acid la 40° Bẻ. Standardul stabilește conținutul de HNO 3 în acid azotic la 61,20% și limitează conținutul de impurități: acid sulfuric nu mai mult de 0,5%, clor nu mai mult de 0,8%, fier nu mai mult de 0,01%, reziduu solid nu mai mult de 0,9%; acidul azotic standard nu trebuie să conțină sedimente. Standardul reglementează relația dintre vânzător și cumpărător, reglementând strict metodele de prelevare și analiză. Conținutul de acid azotic este determinat prin adăugarea de NaOH la acid și titrarea inversă cu acidul. Conținutul de acid sulfuric se determină sub formă de BaS04 prin precipitarea BaCl2. Conținutul de clor se determină prin titrare în mediu alcalin cu azotat de argint. Conținutul de fier este determinat prin precipitarea sesquioxizilor cu amoniac, reducerea oxidului de fier la fier feros și titrarea ulterioară a KMnO4. Ambalajul acidului azotic nu este încă standard. Fără a atinge dimensiunea, greutatea și calitatea recipientului, standardul stipulează ambalarea acidului azotic în recipiente de sticlă și oferă instrucțiuni despre modul de ambalare și sigilare a acestuia.

Prepararea acidului azotic

I. Din aer. Sinteza acidului azotic din aer sub acțiunea unui arc voltaic repetă într-o anumită măsură procesul care are loc în natură sub influența descărcărilor de electricitate atmosferică. Cavendish a fost primul care a observat (în 1781) formarea oxizilor de azot în timpul arderii H 2 în aer, iar apoi (în 1784) când o scânteie electrică trece prin aer. Mutman și Gopher în 1903 au fost primii care au încercat să studieze echilibrul: N 2 + O 2 2NO. Prin trecerea unui arc voltaic de curent alternativ la 2000-4000 V prin aer, practic au realizat o concentrație de NO de 3,6 până la 6,7 ​​vol.%. Consumul lor de energie la 1 kg de HNO3 a ajuns la 7,71 kWh. Nernst a studiat apoi acest echilibru prin trecerea aerului printr-un tub de iridiu. Mai mult, Nernst, Jellinek și alți cercetători au lucrat în aceeași direcție. Prin extrapolarea rezultatelor experimentale ale studiului echilibrului dintre aer și oxid de azot, Nernst a reușit să calculeze că în partea dreaptă a ecuației se stabilește un conținut de 7% volum NO la o temperatură de 3750 ° (adică aproximativ la temperatura a arcului voltaic).

Prioritatea ideii de a utiliza tehnic un arc voltaic pentru fixarea azotului atmosferic îi aparține cercetătorului francez Lefebre, care în 1859 și-a brevetat metoda de producere a acidului azotic din aer în Anglia. Dar la acel moment costul energiei electrice era prea mare pentru ca metoda lui Lefebre să fie de folos practic. De menționat, de asemenea, brevetele lui McDougal (An. P. 4633, 1899) și metoda Bradley și Lovejoy implementată la scară tehnică, exploatate în 1902 de compania americană Atmospheric Products С° (cu 1 milion de dolari capital) cu folosind energia Cascadelor Niagara. Încercările de a folosi o tensiune de 50.000 V pentru fixarea azotului atmosferic, făcute de Kowalski și colaboratorul său I. Moscytski, ar trebui, de asemenea, atribuite acestei perioade. Dar primul succes semnificativ în fabricarea acidului azotic din aer a fost adus de ideea istorică a inginerului norvegian Birkeland, care urma să folosească capacitatea acestuia din urmă de a se întinde într-un câmp electromagnetic puternic pentru a crește randamentul oxizilor de azot. la trecerea unui arc voltaic prin aer. Birkeland a combinat această idee cu un alt inginer norvegian, Eide, și a transpus-o într-o instalație tehnică care a oferit imediat o oportunitate rentabilă de a obține acid azotic din aer. Datorită schimbării constante a direcției curentului și acțiunii electromagnetului, flacăra arcului voltaic rezultat are o tendință constantă de a se umfla în diferite direcții, ceea ce duce la formarea unui arc voltaic care se mișcă rapid tot timpul la o viteză de până la 100 m/sec, creând impresia unui soare electric larg care arde calm, cu un diametru de 2 m sau mai mult. Un curent puternic de aer este suflat continuu prin acest soare, iar soarele însuși este închis într-un cuptor special din lut refractar, legat în cupru (Fig. 1, 2 și 3).

Electrozii cavitati ai arcului voltaic sunt raciti din interior de apa. Aer prin canale Aîn căptușeala de argilă a cuptorului intră în camera arcului b; prin gazul oxidat părăsește cuptorul și este răcit folosind căldura acestuia pentru a încălzi cazanele aparatului de evaporare. După aceasta, NO intră în turnurile de oxidare, unde este oxidat de oxigenul atmosferic la NO 2. Ultimul proces este un proces exotermic (2NO + O 2 = 2NO 2 + 27Cal), și de aceea condițiile care cresc absorbția de căldură favorizează semnificativ reacția în această direcție. Apoi, dioxidul de azot este absorbit de apă conform următoarelor ecuații:

3NO2 + H20 = 2HNO3 + NO
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2

Într-o altă metodă, amestecul de reacție de gaze este răcit sub 150° înainte de absorbție; la această temperatură, descompunerea inversă – NO 2 = NO + O – aproape că nu are loc. Ținând cont de faptul că în anumite condiții echilibrul NO + NO 2 N 2 O 3 se stabilește cu un conținut maxim de N 2 O 3, acesta se poate obține prin turnarea gazelor nitriti fierbinți chiar înainte de oxidarea lor completă, la o temperatură de 200 la 300 °, cu o soluție de sodă sau sodă caustică, în loc de săruri de nitrați - nitriți puri (metoda Norsk Hydro). La iesirea din cuptor, aerul suflat contine de la 1 la 2% oxizi de azot, care sunt imediat captati de contrajeturi de apa si apoi neutralizati cu var pentru a forma calciu, asa-numitul. salitrul „norvegian”. Efectuarea procesului propriu-zis N 2 + O 2 2NO - 43,2 Cal necesită cheltuirea unei cantități relativ mici de energie electrică și anume: pentru a obține 1 tonă de azot legat sub formă de NO numai 0,205 kW-an; Între timp, în cele mai bune instalații moderne este necesar să cheltuiți de 36 de ori mai mult, adică aproximativ 7,3 și până la 8 kW-ani pe 1 tonă. Cu alte cuvinte, peste 97% din energia cheltuită nu se îndreaptă spre formarea NO, ci spre crearea condițiilor favorabile acestui proces. Pentru a deplasa echilibrul către cel mai mare conținut posibil de NO, este necesar să se folosească o temperatură de la 2300 la 3300° (conținutul de NO la 2300° este de 2 vol% și pentru 3300° - 6 vol%), dar la astfel de temperaturi 2NO se descompune rapid. înapoi în N 2 + O 2. Prin urmare, într-o mică fracțiune de secundă este necesar să îndepărtați gazul din zonele fierbinți în cele mai reci și să-l răciți la cel puțin 1500°, când descompunerea NO are loc mai lent. Echilibrul N 2 + O 2 2NO este stabilit la 1500° în 30 de ore, la 2100° în 5 secunde, la 2500° în 0,01 secunde. iar la 2900° - în 0,000035 sec.

Metoda lui Schonherr, angajat al BASF, diferă de metoda Birkeland și Eide prin îmbunătățiri semnificative. În această metodă, în loc de o flacără pulsatorie și încă intermitentă a unui arc voltaic variabil curent, aplicați o flacără calmă de mare permanent actual Acest lucru previne stingerea frecventă a flăcării, ceea ce este foarte dăunător procesului. Același rezultat, totuși, poate fi obținut cu un arc voltaic de curent alternativ, dar prin suflarea aerului prin flacăra care arde nu în linie dreaptă, ci sub forma unui vânt vortex de-a lungul flăcării arcului voltaic. Prin urmare, cuptorul ar putea proiectat sub forma unui tub metalic destul de îngust, în plus, astfel încât flacăra arcului să nu-și atingă pereții. Diagrama de proiectare a cuptorului Schongherr este prezentată în Fig. 4.

O altă îmbunătățire a metodei arcului este realizată de metoda Pauling (Fig. 5). Electrozii din cuptorul de ardere arată ca niște descărcătoare cu corn. Un arc voltaic de 1 m lungime format între ele este suflat în sus de un curent puternic de aer. În cel mai îngust loc al flăcării sparte, arcul este reaprins folosind electrozi suplimentari.

Un design ușor diferit al unui cuptor pentru oxidarea azotului din aer a fost brevetat de I. Moscicki. Unul dintre ambii electrozi (Fig. 6) are forma unui disc plat și este situat la o distanță foarte apropiată de celălalt electrod. Electrodul superior este tubular, iar gazele neutre curg prin el într-un flux rapid, apoi se răspândesc într-un con.

Flacăra unui arc voltaic este pusă într-o mișcare circulară sub influența unui câmp electromagnetic, iar un flux rapid de gaz în formă de con previne scurtcircuitele. O descriere detaliată a întregii instalații este dată în W. Waeser, Luftstickstoff-Industrie, p. 475, 1922. O fabrică din Elveția (Chippis, Wallis) funcționează după metoda lui I. Mościcki, producând 40% HNO 3 . O altă fabrică din Polonia (Bory-Jaworzno) este proiectată pentru 7000 kW și ar trebui să producă HNO3 concentrat și (NH4)2SO4. Pentru a îmbunătăți randamentul oxizilor de azot și pentru a crește flacăra arcului voltaic, recent a fost folosit ca produs de pornire nu aerul, ci un amestec mai bogat în oxigen de azot și oxigen, cu un raport de 1: 1. Fabrica franceză din Laroche-de-Rham lucrează cu un astfel de amestec cu rezultate foarte bune.

Este recomandabil să se condenseze tetroxidul de azot N 2 O 4 rezultat într-un lichid prin răcire la -90°. Un astfel de tetroxid de azot lichid, obținut din gaze pre-uscate - oxigen și aer, nu reacționează cu metalele și, prin urmare, poate fi transportat în bombe de oțel și utilizat pentru producerea de HNO 3 în concentrații puternice. Toluenul a fost folosit ca agent de răcire în acest caz la un moment dat, dar din cauza scurgerii inevitabile de oxizi de azot și a efectului lor asupra toluenului, exploziile teribile au avut loc la fabricile Tschernewitz (în Germania) și Bodio (în Elveția), distrugând ambele întreprinderi. Extracția N 2 O 4 dintr-un amestec de gaze. realizată și prin absorbția N 2 O 4 de către silicagel, care eliberează N 2 O 4 absorbit înapoi atunci când este încălzit.

II. Oxidarea de contact a amoniacului. Toate metodele descrise pentru producerea acidului azotic sintetic direct din aer, așa cum sa indicat deja, sunt rentabile numai dacă este disponibilă energie hidroelectrică ieftină. Problema azotului legat (vezi Azotul) nu ar putea fi considerată definitiv rezolvată dacă nu ar fi fost găsită o metodă de producere a acidului azotic sintetic relativ ieftin. Absorbția azotului legat din îngrășăminte de către plante este facilitată în special dacă aceste îngrășăminte sunt săruri ale acidului azotic. Compușii de amoniu introduși în sol trebuie mai întâi să sufere nitrificare în sol (vezi Îngrășămintele cu azot). În plus, acidul azotic, împreună cu acidul sulfuric, stă la baza numeroaselor ramuri ale industriei chimice și ale afacerilor militare. Producția de explozivi și praf de pușcă fără fum (TNT, nitroglicerină, dinamită, acid picric și multe altele), coloranți cu anilină, celuloid și raion, multe medicamente etc. este imposibilă fără acid azotic. De aceea, în Germania, care a fost tăiată de la sursa de nitrat chilian în timpul războiului mondial printr-o blocada și, în același timp, nu avea energie hidroelectrică ieftină, producția de acid azotic sintetic s-a dezvoltat în mare măsură folosind metoda contactului. , începând de la cărbune de cărbune sau amoniac sintetic prin oxidarea acestuia cu oxigen atmosferic cu participarea catalizatorilor. În timpul războiului (1918), Germania producea până la 1000 de tone de acid azotic și azotat de amoniu pe zi.

În 1788, Milner din Cambridge a stabilit posibilitatea oxidării NH 3 în oxizi de azot sub acțiunea peroxidului de mangan atunci când este încălzit. În 1839, Kuhlman a stabilit acțiunea de contact a platinei în timpul oxidării amoniacului cu aerul. Din punct de vedere tehnic, metoda de oxidare a amoniacului la acid azotic a fost dezvoltată de Ostwald și Brouwer și brevetată de aceștia în 1902. (Este interesant că în Germania cererea lui Ostwald a fost respinsă din cauza recunoașterii priorității pentru chimistul francez Kuhlmann.) Sub acțiunea lui platină fin divizată și curgerea lentă a amestecului de gaze, oxidarea are loc conform reacției 4NH 3 + ZO 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Prin urmare, procesul ar trebui să fie strict reglementat atât în ​​sensul vitezei semnificative de mișcare a jetului de gaz suflat prin „convertorul” de contact, cât și în sensul compoziției amestecului de gaze. Amestecul de gaze care intră în „convertoare” ar trebui. curățat în prealabil de praf și impurități care ar putea „otrăvi” catalizatorul de platină.

Se poate presupune că prezența platinei determină descompunerea moleculei de NH 3 și formarea unui compus intermediar instabil al platinei cu hidrogenul. În acest caz, azotul din statu nascendi este supus oxidării de către oxigenul atmosferic. Oxidarea NH3 la HNO3 are loc prin următoarele reacții:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H20;

gazul NO incolor răcit, fiind amestecat cu o nouă porțiune de aer, se oxidează spontan în continuare pentru a forma NO 2 sau N 2 O 4:

2NO + O2 = 2NO2, sau N204;

dizolvarea gazelor rezultate în apă în prezența excesului de aer sau oxigen este asociată cu oxidarea ulterioară în funcție de reacție:

2NO2 + O + H2O = 2HNO3,

după care se obţine HNO3, cu o rezistenţă de aproximativ 40 până la 50%. Prin distilarea HNO3 rezultat cu acid sulfuric puternic, se poate obține în sfârșit acid azotic sintetic concentrat. Potrivit lui Ostwald, catalizatorul trebuie să fie format din platină metalică acoperită cu platină parțial sau complet spongioasă sau negru de platină.

Reacția ar trebui să aibă loc atunci când căldura roșie abia a început și la un debit semnificativ al amestecului de gaze, constând din 10 sau mai multe părți de aer pe 1 oră NH3. Curgerea lentă a amestecului de gaze favorizează descompunerea completă a NH3 în elemente. Cu o grilă de contact din platină de 2 cm, viteza de curgere a gazului ar trebui să fie 1-5 m/sec, adică timpul de contact al gazului cu platina nu trebuie să depășească 1/100 sec. Temperaturile optime sunt în jur de 300°. Amestecul de gaz este preîncălzit. Cu cât debitul amestecului de gaze este mai mare, cu atât ieșirea de NO este mai mare. Lucrând cu o plasă de platină foarte groasă (catalizator) cu un amestec de amoniac și aer care conține aproximativ 6,3% NH3, Neumann și Rose au obținut următoarele rezultate la o temperatură de 450 ° (cu o suprafață de contact de platină de 3,35 cm 2):

Un continut mai mare sau mai mic de NH 3 are si el de mare importanta pentru directia procesului chimic, care poate proceda fie dupa ecuatia: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (cu un continut de 14,38% NH 3) , sau conform ecuaţiei: 4NH 3 + 7O 2 = 4NO 2 + 6H 2 O (cu un conţinut de amestec de 10,74% NH 3). Cu mai puțin succes decât platină, poate. S-au folosit și alți catalizatori (oxid de fier, bismut, ceriu, toriu, crom, vanadiu, cupru). Dintre acestea, merită atenție doar utilizarea oxidului de fier la o temperatură de 700-800°, cu un randament de 80 până la 85% NH3.

Temperatura joacă un rol semnificativ în procesul oxidativ al tranziției NH3 la HNO3. Reacția de oxidare a amoniacului în sine este exotermă: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O + 215,6 Cal. Numai inițial este necesar să se încălzească aparatul de contact, apoi reacția are loc datorită propriei călduri. Proiectarea tehnică a „convertoarelor” pentru oxidarea amoniacului din diferite sisteme este clară din cifrele date (Fig. 7-8).

Schema de producere a HNO3 conform metodei Franck-Caro acceptată în prezent este prezentată în Fig. 9.

În fig. 10 prezintă o diagramă a oxidării NH 3 la fabrica Meister Lucius și Brünning din Hechst.

În instalațiile moderne, oxidarea NH3 la NO se realizează cu un randament de până la 90%, iar oxidarea și absorbția ulterioară a oxizilor de azot rezultați de către apă - cu un randament de până la 95%. Astfel, întregul proces dă un randament de azot legat de 85-90%. Obținerea HNO 3 din azotat costă în prezent (în termeni de 100% HNO 3) 103 USD pe 1 tonă, folosind procedeul cu arc, 97,30 USD pe 1 tonă, în timp ce 1 tonă de HNO 3 obținută prin oxidarea NH -3 costă doar 85,80 USD. Este de la sine înțeles că aceste numere ar putea fi sunt doar aproximative și depind în mare măsură de dimensiunea întreprinderii, de costul energiei electrice și al materiilor prime, dar totuși arată că metoda de contact pentru producerea HNO 3 este destinată să ocupe o poziție dominantă în viitorul apropiat față de alte metode.

Vezi si