Получение nh3 в лаборатории и в промышленности

В лаборатории NH₃ получают, действуя щелочами на растворы солей аммония:

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + H₂O

или действуя водой и растворами кислот на нитриды металлов:

Na₃N + 3H₂O = 3NaOH + NH₃↑

Na₃N + 3HCl = 3NaCl + NH₃↑

В промышленности NH₃ получают при взаимодействии Н₂ и N₂ между собой (процесс Габера). Это экзотермическая обратимая реакция:

N₂ + 3H₂ 2NH₃

При обычных условиях она протекает с очень маленькой скоростью, поэтому, чтобы её увеличить, применяют катализатор (металлическое железо с добавками Al₂O₃, K₂O) и повышенную температуру (t = 400-600^оС). При этом скорость реакции существенно возрастает, но зато резко уменьшается выход NH₃ (т.к. при повышении t равновесие смещается в сторону обратной реакции). Чтобы повысить выход NH₃, увеличивают давление. Это приводит к смещению равновесия в сторону прямой реакции. В заводских условиях применяют давление от 15 до 100 МПа. Большие значения давления использовать нецелесообразно, т.к. резко возрастает вероятность разрушения оборудования и удорожается сам процесс производства. Максимальный выход NH₃ при этом может достигать 60%. Непрореагировавшую азото-водородную смесь после отделения NH₃ и доочистки опять возвращают в колонну синтеза NH₃. Благодаря такой циркуляции, использование азото-водородной смеси удается довести до 95%.

Соли аммония

Все соли аммония хорошо растворяются в Н₂О. Так как они образованы слабым основанием (NH₄OH), то в водных растворах подвергаются гидролизу.

Водные растворы солей аммония, образованных сильными кислотами имеют, вследствие этого, кислую реакцию.

NH₄Cl + H₂O NH₃ ∙ Н₂О + HCl → молекулярное уравнение реакции

NH₄⁺ + HOH NH₃ ∙ Н₂О + H⁺ → ионное уравнение реакции

NH₄NO₃ + H₂O NH₃ ∙ Н₂О + HNO₃

NH₄⁺ + HOH NH₃ ∙ Н₂О + H⁺

Если соль аммония образована слабой кислотой, то в водных растворах она будет гораздо сильнее подвергаться гидролизу, т.к. с H₂O при этом могут реагировать и ионы NH₄⁺ и кислотные остатки. Некоторые такие соли ((NH₄)₂SiO₃) полностью распадаются на гидроксид аммония и кислоту и поэтому в водных растворах не существуют:

(NH₄)₂SiO₃ + 2H₂O = H₂SiO₃ + 2 NH₃ ∙ Н₂О

При нагревании соли аммония разлагаются. Одни из них при этом разлагаются обратимо на аммиак и кислоту:

NH₄Cl NH₃ + HCl

(NH₄)₂CO₃ 2NH₃ + H₂O + CO₂

Другие (NH₄NO₃, NH₄NO₂, (NH₄)₂Cr₂O₇), образованные кислотами, проявляющими сильные окислительные свойства, – необратимо:

NH₄NO₃ N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ N₂↑ + 4H₂O + Cr₂O₃

Соли аммония, как и все другие соли, вступают в реакции ионного обмена:

(NH₄)₂CO₃ + 2HCl = 2NH₄Cl + Н₂О + CO₂↑

NH₄Cl + AgNO₃ = AgCl↓ + NH₄NO₃

Соли аммония разрушаются при действии на них растворами щелочей:

NH₄NO₃ + NaOH = NaNO₃ + H₂O + NH₃↑

(NH₄)₂SO₄ + 2KOH = K₂SO₄ + 2NH₃ + 2H₂O

Эта реакция является качественной на ион NH₄⁺, так как выделяющийся при этом NH₃ легко определить по характерному резкому запаху.

Применение аммиака и солей аммония

Аммиак находит широкое применение в самых различных областях народного хозяйства. Его используют для получения азотной кислоты, взрывчатых веществ, солей аммония (NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, (NH₄)₂HPO₄), мочевины, которые являются ценными азотными удобрениями.

Аммоний-хлорид NH₄Cl или нашатырь используется при паянии.

В больших количествах NH₃ применяют как хладоагент в морозильных установках.

В виде нашатырного спирта аммиак используют в медицине, в быту: при стирке белья, чистке ковров и ювелирных изделий, для выведения пятен.

Как реагент, аммиак находит применение в органическом синтезе для получения различных веществ.