аммиак абсорбер баланс сопротивление

Аммиак (от греч. halsammonikos, буквально – амонова соль) так назывался нашатырь, который получали близ храма бога Амона в Египте NH3, бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет форму правильной пирамиды.

Физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами однотипных соединений (РН3, SbН3, АsН3). Для NH3 т. пл. -77,7 °С, т. кип. – 33,35 °С, d40,790 (-40 °С), 0,681 (-33,35 °С), 0,639 (0 °С), 0,580 (40 °С), ткрит 133 °С, ркрит 11,425 кПа, dкрит0,235 г./см3; ∆Н°исп 23,27 кДж/моль, ∆Н°пл5,86 кДж/моль; для газа Ср° 35,63 Дж/(моль-К), ∆Н°о6р -45,94 кДж/моль, S298° 192,66 Дж/моль К).

Твердый аммиак бесцветные кристаллы. В жидком, аммиачные. молекулы ассоциированы вплоть до критической температуры, электролитическая диссоциация совершенно ничтожна, произведение концентраций [NH+4] [NH-4] составляет 10 -22 (-33,4 °С); р 8–106 Ом-см; ε 25,4 (– 77 °С). Жидкий аммиак растворяет щелочные и щелочноземельные металлы, А1, Eu, Р, S, I, многие интерметаллиды и др. Растворы металлов в жидком аммиаке имеют металлическую проводимость, поскольку содержат ионы металла и сольватированные электроны; они являются сильнейшими восстановителями. Растворенные в аммиаке соединения с полярной ковалентной или ионной связью диссоциируют на ионы. В жидком аммиаке многие вещества способны отщеплять протон, кислотные свойства проявляют в нем даже углеводы, амиды кислот, некоторые углеводороды.

Растворимость аммиака в воде (% по массе): 42,8 (0 °С), 33,1 (20 °С), 23 4 (40 °С) 14,1 (60 °С). Плотность водных растворов (г/см3): 0,970 (8% по массе NH3), 0,947 (16%), 0,889 (32%), 0,832 (50%), 0,733 (75%).

Для бесконечно разбавления водного раствора ∆Н° растворения 133,26 кДж/моль, аммиак хорошо растворяется (но хуже, чем в воде) в спирте, ацетоне, хлороформе, бензоле и др. органических растворителях. Образует гидраты с двумя (т. пл. ок – 90 °С), одной (– 79 °С) и 0,5 (– 78,2 °С) молекулами воды.

В. системе NH3–Н2О установлено существование эвтектик: лед + NH3*Н2О (33,23% по массе NH3, т. пл. -100,3 С), NH3Н2О + NH3-0,5Н2О (55,11% -83,3 °С), NH3*Н2О + NH3 (80,05%, -92,5 °С). В водном растворе аммиак частично ионизирован на N+4 и ОН, что обусловливает щелочную реакцию раствора (рКа9,247).

Разложение аммиака на водород и азот становится заметным выше 1200–1300 °С, в присутствии катализаторов-выше 400 °С аммиак весьма реакционно способен. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов.

Аммиачное основание Льюиса, присоединяет не только Н +, но и другие акцепторы электронов, например ВF3 с образованием ВF3 NH3. Дает амины при взаимодействии с солями. Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с жидким и газообразным аммиаком, давая амиды. При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Си, Ре, Сг, В, Si и др.) образуют нитриды. Жидкий аммиак взаимодействует с серой по реакции:

10S + 4 NH3 →6Н2S + N4S4.

Около 1000 °С А. реагирует с углем, образуя НСN и частично разлагаясь на N2 и Н2. Большое практическое значение имеет реакция АММИАКА с СО2, ведущая к образованию карбамата аммония NH2СОО NH4, который при 160–200 °Си давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещен галогенами. Аммиак горит в атмосфере О2, образуя воду и N2. Каталитическим окислением аммиак получают NO-промежуточный продукт, в производстве NH3. Каталитическое окисление аммиака в смеси с СН4 дает НСN. Такие сильные окислители, как Н2О2, К2Сг2О7 и КМnО4, окисляют аммиак в водных растворах. Газообразный аммиак окисляется Вr и С12 до N2. [3.с. 276]