Acidi nitrik (4) - Abstrakt. Acidi nitrik me pastërti të veçantë

Acidi nitrik faqe 3

Vetitë oksiduese të acidit nitrik faqe 3

Nitratet faqe 6

Prodhimi industrial i acidit nitrik faqe 7

Cikli i azotit në natyrë, faqe 8

6. Bibliografia faqe 10

1. Acidi nitrik. Acidi nitrik i pastër HNO është një lëng pa ngjyrë me një densitet 1,51 g/cm në -42 °C, që ngurtësohet në një masë kristalore transparente. Në ajër, si acidi klorhidrik i përqendruar, "tym", pasi avujt e tij formojnë pika të vogla mjegull me lagështinë në ajër,

Acidi nitrik nuk është i qëndrueshëm edhe nën ndikimin e dritës, gradualisht dekompozohet:

Sa më e lartë të jetë temperatura dhe sa më i përqendruar të jetë acidi, aq më shpejt ndodh dekompozimi. Dioksidi i nitrogjenit i lëshuar tretet në acid dhe i jep atij një ngjyrë kafe.

Acidi nitrik është një nga acidet më të fortë; në tretësirat e holluara shpërbëhet plotësisht në jone H dhe NO.

2. Vetitë oksiduese të acidit nitrik. Një veti karakteristike e acidit nitrik është aftësia e tij e theksuar oksiduese. Acidi nitrik është një nga agjentët oksidues më energjikë. Shumë jometale oksidohen lehtësisht prej tij, duke u kthyer në acidet përkatëse. Kështu, kur zihet me acid nitrik, squfuri gradualisht oksidohet në acid sulfurik, fosfori në acid fosforik. Një prush që digjet e zhytur në HNO të përqendruar ndizet me shkëlqim.

Acidi nitrik vepron pothuajse në të gjitha metalet (me përjashtim të arit, platinit, tantalit, rodiumit, iridiumit), duke i kthyer ato në nitrate dhe disa metale në okside.

HNO i koncentruar pasivizon disa metale. Lomonosov zbuloi gjithashtu se hekuri, i cili tretet lehtësisht në acidin nitrik të holluar, nuk tretet në HNO të përqendruar në të ftohtë. Më vonë u zbulua se acidi nitrik ka një efekt të ngjashëm në kromin dhe aluminin. Këto metale kalojnë nën ndikimin e acidit nitrik të përqendruar në një gjendje pasive.

Shkalla e oksidimit të azotit në acidin nitrik është 4-5. Duke vepruar si një agjent oksidues, HNO mund të reduktohet në produkte të ndryshme:

Cila nga këto substanca formohet, d.m.th., sa thellë zvogëlohet acidi nitrik në një rast të caktuar, varet nga natyra e agjentit reduktues dhe nga kushtet e reaksionit, kryesisht nga përqendrimi i acidit. Sa më i lartë të jetë përqendrimi i HNO, aq më pak thellë reduktohet. Kur reagon me acid të koncentruar, më së shpeshti lirohet. Kur acidi nitrik i holluar reagon me metale me aktivitet të ulët, për shembull, bakër, ai liron NR. Në rastin e metaleve më aktive - hekuri, zinku - formohet. Acidi nitrik i holluar fort reagon me metale aktive - zink, magnez, alumin - për të formuar jon amoniumi, i cili jep nitratin e amonit me acidin. Zakonisht disa produkte formohen njëkohësisht.

Për ilustrim paraqesim diagramet e reaksioneve të oksidimit të disa metaleve me acid nitrik;

Kur acidi nitrik vepron në metale, hidrogjeni, si rregull, nuk lëshohet.

Kur jometalet oksidohen, acidi nitrik i përqendruar, si në rastin e metaleve, reduktohet në p.sh.

Një acid më i holluar zakonisht reduktohet në NO, për shembull:

Diagramet e dhëna ilustrojnë rastet më tipike të bashkëveprimit të acidit nitrik me metalet dhe jometalet. Në përgjithësi, reaksionet redoks që përfshijnë oksidimin janë komplekse.

Një përzierje e përbërë nga 1 vëllim nitrik dhe 3-4 vëllime të acidit klorhidrik të koncentruar quhet vodka mbretërore. Aqua regia shpërndan disa metale që nuk reagojnë me acidin nitrik, duke përfshirë "mbretin e metaleve" - ​​arin. Veprimi i tij shpjegohet me faktin se acidi nitrik oksidon acidin klorhidrik, duke çliruar klor të lirë dhe duke formuar kloroksidi i azotit a (III), ose klorur nitrosil,:

Klorur nitrosil është një ndërmjetës i reagimit dhe dekompozohet:

Klori në momentin e çlirimit përbëhet nga atome, gjë që përcakton aftësinë e lartë oksiduese të aqua regia. Reaksionet e oksidimit të arit dhe platinit zhvillohen kryesisht sipas ekuacioneve të mëposhtme.

Me acid klorhidrik të tepërt, kloruri i arit (III) dhe kloruri i platinit (IV) formojnë komponime komplekse

Për shumë lëndë organike acidi nitrik vepron duke zëvendësuar një ose më shumë atome hidrogjeni në një molekulë të përbërjes organike me grupe nitro. Ky proces quhet nitrim dhe ka vlerë të madhe në kiminë organike.

Acidi nitrik është një nga përbërësit më të rëndësishëm të azotit: përdoret në sasi të mëdha në prodhimin e plehrave azotike, eksplozivëve dhe ngjyrave organike, shërben si agjent oksidues në shumë procese kimike, përdoret në prodhimin e acidit sulfurik duke përdorur azotin. metodë, dhe përdoret për prodhimin e llaqeve dhe filmave celuloze.

3. Nitratet. Kripërat e acidit nitrik quhen nitrate. Të gjitha treten mirë në ujë dhe kur nxehen, dekompozohen duke lëshuar oksigjen. Në këtë rast, nitratet e metaleve më aktive kthehen në nitrite:

Nitratet e shumicës së metaleve të tjera dekompozohen kur nxehen në oksid metali, oksigjen dhe dioksid azoti. Për shembull:

Së fundi, nitratet e metaleve më pak aktive (për shembull, argjendi, ari) dekompozohen kur nxehen në metalin e lirë:

Duke ndarë lehtësisht oksigjenin, nitratet janë agjentë oksidues energjikë në temperatura të larta. Tretësirat e tyre ujore, përkundrazi, nuk shfaqin pothuajse asnjë veti oksiduese.

Shumica e rëndësishme kanë nitrate natriumi, kaliumi, amoniumi dhe kalciumi, të cilat në praktikë quhen nitrat.

Nitrat natriumi ose nitrat natriumi, ndonjëherë quhet edhe Kripë kilian, e gjetur në në sasi të mëdha në natyrë vetëm në Kili.

Nitrat kaliumi, ose nitrati i kaliumit, Ndodh gjithashtu në natyrë në sasi të vogla, por kryesisht prodhohet artificialisht duke reaguar nitratin e natriumit me klorurin e kaliumit.

Të dyja këto kripëra përdoren si plehra, dhe nitrat kaliumi përmban dy elementë të nevojshëm për bimët: azot dhe kalium. Nitratet e natriumit dhe kaliumit përdoren gjithashtu në shkrirjen e qelqit dhe industria ushqimore për konservimin e ushqimit.

Nitrat kalciumi ose nitrati i kalciumit, përftohet në sasi të mëdha duke neutralizuar acidin nitrik me gëlqere; përdoret si pleh.

4. Prodhimi industrial i acidit nitrik. Metodat moderne industriale për prodhimin e acidit nitrik bazohen në oksidimin katalitik të amoniakut me oksigjen atmosferik. Kur përshkruheshin vetitë e amoniakut, u tregua se ai digjet në oksigjen, dhe produktet e reagimit janë uji dhe azoti i lirë. Por në prani të katalizatorëve, oksidimi i amoniakut me oksigjen mund të vazhdojë ndryshe. Nëse një përzierje e amoniakut dhe ajrit kalohet mbi një katalizator, atëherë në 750 °C dhe një përbërje të caktuar të përzierjes, ndodh një shndërrim pothuajse i plotë.

Përzierja që rezulton kalon lehtësisht në, e cila, me ujë në prani të oksigjenit atmosferik, jep acid nitrik.

Lidhjet me bazë platini përdoren si katalizatorë për oksidimin e amoniakut.

Acidi nitrik i përftuar nga oksidimi i amoniakut ka një përqendrim jo më shumë se 60%. Nëse është e nevojshme, përqendrohet,

Industria prodhon acid nitrik të holluar me një përqendrim prej 55, 47 dhe 45%, dhe acidi nitrik i koncentruar - 98 dhe 97%.

5. Cikli i azotit në natyrë. Kur lënda organike kalbet, një pjesë e konsiderueshme e azotit që përmbahet në to shndërrohet në amoniak, i cili, nën ndikimin e baktereve nitrifikuese që jetojnë në tokë, më pas oksidohet në acid nitrik. Ky i fundit, duke reaguar me karbonatet në tokë, për shembull karbonat kalciumi, formon nitrate:

Një pjesë e azotit lëshohet gjithmonë gjatë kalbjes në formë të lirë në atmosferë. Azoti i lirë lirohet gjithashtu gjatë djegies së substancave organike, gjatë djegies së drurit, qymyrit dhe torfe. Përveç kësaj, ka baktere që, nëse nuk ka akses të mjaftueshëm në ajër, mund të largojnë oksigjenin nga nitratet, duke i shkatërruar ato dhe duke lëshuar azot të lirë. Aktiviteti i këtyre baktereve denitrifikuese çon në faktin se një pjesë e azotit nga forma e disponueshme për bimët e gjelbra (nitratet) bëhet e paarritshme (azoti i lirë). Kështu, jo i gjithë azoti që ishte pjesë e bimëve të ngordhura kthehet përsëri në tokë; një pjesë e tij lëshohet gradualisht në formë të lirë.

Humbja e vazhdueshme e komponimeve minerale të azotit duhet të kishte çuar shumë kohë më parë në ndërprerjen e plotë të jetës në Tokë nëse proceset nuk do të ekzistonin në natyrë për të kompensuar humbjen e azotit. Procese të tilla përfshijnë, para së gjithash, shkarkimet elektrike që ndodhin në atmosferë, gjatë të cilave gjithmonë formohet një sasi e caktuar e oksideve të azotit; këto të fundit prodhojnë acid nitrik me ujë, i cili shndërrohet në nitrate në tokë. “Një burim tjetër i rimbushjes së komponimeve të azotit në tokë është aktiviteti jetësor i të ashtuquajturave azotobaktere, të cilat janë të afta të asimilojnë azotin atmosferik, disa prej këtyre baktereve vendosen në rrënjët e bimëve nga familja e bishtajoreve, duke shkaktuar formimin e karakteristikave. ënjtjet - "nyjet", kjo është arsyeja pse ato quhen baktere nyje që asimilojnë azotin atmosferik, bakteret e nyjeve e përpunojnë atë në komponime azotike, dhe bimët, nga ana tjetër, e shndërrojnë këtë të fundit në proteina dhe substanca të tjera komplekse.

Kështu, një cikël i vazhdueshëm i azotit ndodh në natyrë. Megjithatë, çdo vit, pjesët më të pasura me proteina të bimëve, si drithërat, hiqen nga fushat me të korrat. Prandaj, është e nevojshme të shtohen plehra në tokë për të kompensuar humbjen e elementeve thelbësore të ushqimit të bimëve.

Studimi i të ushqyerit të bimëve dhe rritja e produktivitetit të këtyre të fundit nëpërmjet përdorimit të plehrave është objekt i një dege të veçantë të kimisë, që quhet agrokimi.

Acidi nitrik (HNO3) është një acid monobazik i fortë, një nga acidet minerale më të rëndësishme. Substanca ka një erë të mprehtë mbytëse, është e ndjeshme ndaj dritës dhe dekompozohet në dritë të ndritshme. Acidi nitrik përzihet me ujin në çdo raport. Në tretësirat ujore, ajo shpërndahet pothuajse plotësisht në jone.

Nuk gjendet në natyrë në gjendje të lirë dhe shfaqet vetëm në formën e kripërave nitrate (në formën e nitratit të amonit në ajër dhe ujërat e shiut, veçanërisht pas stuhive, pastaj në formën e nitratit të natriumit në nitratin dhe kaliumin kilian ose peruan. dhe nitrati i kalciumit në shtresat e sipërme të tokës së punueshme, në muret e stallave, në ultësirat e Ganges dhe lumenjve të tjerë të Indisë).

Acidi nitrik fitohet duke dekompozuar nitratin e natriumit me acid sulfurik të koncentruar kur nxehet.

I jep lehtësisht oksigjen trupave të tjerë dhe është një agjent i fortë oksidues dhe tretës për shumë substanca. Për më tepër, acidi nitrik në çdo përqendrim shfaq vetitë e një acidi oksidues. Sidoqoftë, acidi nitrik, edhe i përqendruar, nuk ndërvepron me arin dhe platinin, por është pjesë e të ashtuquajturës "vodka regjia", e cila shkrin këto metale.

Acidi nitrik përdoret gjerësisht në industri të ndryshme:

• në prodhim
• në industrinë ushtarake (tymi - në prodhimin e eksplozivëve, si oksidues për karburantin e raketave, i holluar - në sintezë substanca të ndryshme, duke përfshirë ato helmuese)
• në grafika këmbalec - për gravimin e formave të printimit (dërrasat e gravurës, format e printimit zinkografik dhe klishetë e magnezit)
• në prodhimin e ngjyrave
• në farmakologji (nitroglicerina)
• V bizhuteri- metoda kryesore për përcaktimin e arit në një aliazh ari
• kryesisht sinteza organike(nitroalkane, aniline, nitrocelulozë, TNT).

Acidi nitrik është shumë i dëmshëm për njerëzit. Avujt e saj janë të bezdisshëm traktit respirator, dhe vetë acidi lë ulçera në lëkurë që nuk shërohen mirë. Kur nxehet ose ekspozohet ndaj dritës, acidi dekompozohet për të formuar dioksid azoti shumë toksik.

Transporti mund të kryhet me të gjitha mënyrat e transportit, përveç ajrit, në përputhje me rregullat për transportin e mallrave të rrezikshme. Meqenëse acidi është i ndjeshëm ndaj dritës, acidi mund të ruhet dhe transportohet vetëm në kontejnerë të errët. Acidi nitrik i përqendruar, me shkallë të veçantë pastërtie, derdhet në shishe qelqi, fuçi, enë dhe rezervuarë prej çeliku inox. Ruajtja kryhet në një temperaturë prej jo më shumë se +40 ° C.

ACIDI NITRIK, HNO 3, përftohet duke tretur oksidet e azotit në ujë:

3NO 2 + H 2 O = 2HN 3 + JO
N 2 O 3 + H 2 O = HNO 3 + NO
N2O5 + H2O = 2HNO3

Vetitë fizike të acidit nitrik. Pesha molare- 63.016; lëng pa ngjyrë me erë karakteristike; pika e vlimit 86°, pika e shkrirjes -47°; graviteti specifik 1.52 në 15°; gjatë distilimit, për shkak të zbërthimit të 2HNO 3 = N 2 O 3 + 2O + H 2 O, acidi nitrik lëshon menjëherë oksigjen, N 2 O 3 dhe ujë; thithja e kësaj të fundit shkakton një rritje të pikës së vlimit. Në tretësirën ujore, acidi nitrik i fortë zakonisht përmban okside të azotit dhe përgatitja e acidit nitrik plotësisht anhidrik paraqet vështirësi të konsiderueshme. Është e pamundur të merret acid nitrik anhidrik me distilim, pasi ato kanë një elasticitet minimal tretësirat ujore acidi nitrik, pra shtimi i ujit në acid dhe anasjelltas ul presionin e avullit (dhe rrit pikën e vlimit). Prandaj, si rezultat i distilimit të një acidi të dobët (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 presionin e lartë të gjakut- me një përmbajtje të lartë të HNO 3. Acidi D = 1.503 (85%), i pastruar duke fryrë ajrin nga N 2 O 4, jep një mbetje me 77.1% HNO 3 gjatë distilimit. Gjatë distilimit, acidi D = 1,55 (99,8%) së pari jep një tretësirë ​​D = 1,62, të ngjyrosur fort nga oksidet e azotit, dhe acidi i mbetur D = 1,49. Se. Mbetja nga distilimi i acidit nitrik përmban gjithmonë acidin që korrespondon me elasticitetin minimal (pikën maksimale të vlimit). Acidi anhidrik mund të merret vetëm duke përzier acid nitrik të fortë (99,1%) me anhidrid nitrik.

Me ngrirje, me sa duket, është e pamundur të merret acid mbi 99.5%. Me metodat e reja (Valentiner) të nxjerrjes së acidit nitrik nga kripori, acidi është mjaft i pastër, por me të vjetrat ishte i nevojshëm pastrimi i tij kryesisht nga komponimet e klorurit dhe nga avujt N 2 O 4. Acidi më i fortë ka D0 = 1,559, D15 = 1,53, dhe 100% HNO3 - D4 = 1,5421 (Veley dhe Manley); 100% acid tymi në ajër dhe tërheq avujt e ujit po aq fort sa acidi sulfurik. Një acid me D = 1.526 nxehet kur përzihet me borën.

Nxehtësia e formimit (nga 1/2 H 2 + 1/2 N 2 + 3/2 O 2):

HNO 3 – avull + 34400 kal
HNO 3 – lëng + 41600 kal
HNO 3 – kristale + 42200 cal
HNO 3 – tretësirë ​​+ 48800 kal

Nxehtësia e hollimit: kur shtoni një grimcë H 2 O në HNO 3 - 3,30 Cal, dy grimca - 4,9 Cal, pesë grimca - 6,7 Cal, dhjetë - 7,3 Cal. Shtimi i mëtejshëm jep një rritje të parëndësishme të efektit termik. Në formën e kristaleve ju merrni:
1) HNO 3 ·H 2 O = H 3 NO 4 - tableta rombike që të kujtojnë AgNO 3, pika e shkrirjes = -34° (-38°);
2) HNO 3 (H 2 O) 2 = H 5 NO 5 - hala, pika e shkrirjes -18°.2, e qëndrueshme vetëm nën -15°. Kurba e temperaturës së kristalizimit të acidit ujor ka tre eutektikë (në -66°.3, në -44°.2, në -43°) dhe dy maksimum (HNO 3 H 2 O -38°, HNO 3 3H 2 O -18 °, 2). Të njëjtat pika të veçanta vërehen për nxehtësinë e tretësirës dhe për kthesat e kurbës së përçueshmërisë elektrike, por në këtë të fundit vërehen edhe 2HNO 3 ·H 2 O dhe HNO 3 ·10H 2 O Nga analogjia me acidet fosforike, rezulton se në tretësirat e acidit nitrik gjendet hidrati i tij HNO 3, por ai dekompozohet shumë lehtë, gjë që përcakton nivelin e lartë. reaktiviteti HNO3. Acidi nitrik që përmban NO 2 në tretësirë ​​quhet pirja e duhanit(e kuqe).

Vetitë kimike. HNO 3 i pastër zbërthehet lehtësisht dhe kthehet në të verdhë për shkak të reaksionit 2HNO 3 = 2NO 2 + O 2 + H 2 O dhe thithjes së anhidritit të azotit që rezulton. Acidi nitrik i pastër dhe acidi nitrik i fortë në përgjithësi janë të qëndrueshëm vetëm në temperatura të ulëta. Karakteristika kryesore e acidit nitrik është aftësia e tij jashtëzakonisht e fortë oksiduese për shkak të çlirimit të oksigjenit. Kështu, kur vepron në metale (përveç Pt, Rh, Ir, Au, në të cilat HNO 3 nuk ka efekt në mungesë të klorit), acidi nitrik oksidon metalin, duke lëshuar oksidet e azotit, sa më e ulët të jetë shkalla e oksidimit, aq më energjik. metali i oksiduar ishte si një agjent reduktues. Për shembull, plumbi (Pb) dhe kallaji (Sn) japin N 2 O 4; argjendi - kryesisht N 2 O 3. Squfuri, veçanërisht i sapoprecipituar, oksidohet lehtësisht, kur nxehet pak, shndërrohet në acid fosforik. Qymyri i nxehtë ndizet në avullin e acidit nitrik dhe në vetë acidin nitrik. Efekti oksidues i acidit të kuq të tymosur është më i madh se ai i acidit pa ngjyrë. Hekuri i zhytur në të bëhet pasiv dhe nuk është më i ndjeshëm ndaj veprimit të acidit. Acidi nitrik pa ujë ose i përzier me acid sulfurik ka një efekt shumë të fortë në përbërjet organike ciklike (benzen, naftalinë etj.), duke dhënë komponime nitro C 6 H 5 H + HNO 3 = C 6 H 5 NO 2 + HOH. Nitrimi i parafinave ndodh ngadalë, dhe vetëm nën veprimin e një acidi të dobët ( shkallë të lartë jonizimi). Si rezultat i ndërveprimit të substancave që përmbajnë hidroksil (glicerinë, fibra) me acidin nitrik, fitohen estere nitrat, të quajtur gabimisht nitroglicerinë, nitrocelulozë, etj. Të gjitha eksperimentet dhe të gjitha punët me acid nitrik duhet të kryhen në një dhomë të ajrosur mirë. , por mundësisht nën një draft të veçantë .

Analiza . Për të zbuluar gjurmët e acidit nitrik, përdorni: 1) difeniledanil dihidrotriazol (i njohur komercialisht si "nitron"); 5 ose 6 pika të një zgjidhje 10% të nitronit në 5% acid acetik derdhni në 5-6 cm 3 të tretësirës së provës, duke i shtuar paraprakisht një pikë H 2 SO 4: në prani të sasive të dukshme të joneve NO 3, lirohet një precipitat i madh në tretësirë ​​shumë të dobët, në formë gjilpëre; lirohen kristalet; në 0° edhe 1/80000 HNO 3 mund të hapet me nitron; 2) brucinë në tretësirë; përzieni me tretësirën e provës dhe derdhni me kujdes përgjatë murit të epruvetës deri te acidi sulfurik i fortë; në pikën e kontaktit të të dy shtresave në epruvetën, formohet një ngjyrë rozë-kuqe, duke u kthyer nga poshtë në të gjelbër.

Për të përcaktuar sasinë e HNO 3 në një tretësirë ​​të acidit nitrik të tymosur, duhet të titroni N 2 O 4 me një tretësirë ​​të KMnO 4, të përcaktoni densitetin e lëngut me një hidrometër dhe të zbritni korrigjimin për përmbajtjen e N 2 O 4 treguar në një tabelë të veçantë.

Metodat industriale prodhimi i acidit nitrik. Acidi nitrik nxirret. arr. nga kripura. Më parë, minierat e kripës kryheshin në të ashtuquajturat. “salpetriere”, ose “burts”, ku, si pasojë e përzierjes së plehut organik, urinës etj. me suva të vjetër, gradualisht, pjesërisht për shkak të veprimit të baktereve, oksidimit të uresë dhe të tjera komponimet organike azoti (aminat, amidet etj.) në acidin nitrik, duke formuar nitratin e kalciumit me gëlqerorët. Në ditët e nxehta, veçanërisht në jug (për shembull, në Indi dhe në Azia Qendrore), procesi shkon shumë shpejt.

Në Francë në vitin 1813, deri në 2,000,000 kg kripur u nxorrën nga kripura. 25 kafshë të mëdha prodhojnë rreth 500 kg kripë në vit. Në disa zona, me tokë bazë të pasur me mbetje shtazore (për shembull, rajoni i Kubanit), është e mundur që të ketë një sasi të dukshme nitratesh në tokë, por jo të mjaftueshme për nxjerrje. Sasi të dukshme u minuan në luginën e Ganges dhe gjenden në kështjellat tona të Azisë Qendrore, ku rezervat e dheut që përmbajnë kripur arrijnë në 17 tonë në çdo vend, por përmbajtja e kriporit në të nuk është më shumë se 3%. Depozitat e nitratit të natriumit - kilian - u zbuluan në 1809; ato gjenden kryesisht në provincën e Tarapaca, midis 68° 15" dhe 70° 18" gjatësisë gjeografike lindore dhe 19° 17" dhe 21° 18" gjerësia gjeografike jugore, por gjenden si në jug ashtu edhe në veri (në Peru dhe Bolivi); vendburimi i tyre ndodhet në lartësinë 1100 m mbi nivelin e detit. Depozitimet janë rreth 200 km të gjata, 3-5 km të gjera dhe kanë një përmbajtje mesatare të NaNO 3 prej 30-40%. Rezervat, duke supozuar një rritje vjetore të konsumit prej 50,000 ton, mund të zgjasin për 300 vjet. Në vitin 1913 u eksportuan 2.738.000 ton, por eksportet në Evropë u ulën disi, megjithëse, pas një rënie shumë të dukshme të eksporteve gjatë luftës, ato u rritën pak nga viti 1920. Zakonisht sipër shtrihet një "zjarr" (50 cm - 2 m i trashë). ), i përbërë nga kuarci dhe rërë feldspatike, dhe nën të "kalihe" (25 cm - 1,5 m), që përmban kripur (depozitimet ndodhen në shkretëtirë pranë depozitave të kripës dhe kripës bor-kalcium). Përbërja e "kalihe" është shumë e larmishme; përmban NaNO 3 - nga 30% në 70%, kripëra jodi dhe jodi - deri në 2%, klorur natriumi - 16-30%, kripëra sulfate - deri në 10%, kripëra magnezi - deri në 6%. Varietetet më të mira përmbajnë mesatarisht: NaNO 3 - 50%, NaCl - 26%, Na 2 SO 4 - 6%, MgSO 4 - 3%. NaNO 3 tretet në temperatura të larta, kështu që shumë më tepër NaNO 3 kalon në tretësirë ​​sesa NaCl, tretshmëria e të cilit rritet pak me temperaturën. Nga 3 ton "kaliçe" ju merrni 1 ton kripur të papërpunuar me një përmbajtje mesatare prej 95-96% kripë. Nga 1 litër shëllirë mëmë, zakonisht përftohen 2,5-5 g jod. Në mënyrë tipike, kripërat e papërpunuara kanë ngjyrë kafe, për shkak të përzierjes së oksidit të hekurit. Për plehra përdoret kripura që përmban deri në 1-2% komponime kloride. Nitrat natriumi i pastër është i pangjyrë, transparent, jo higroskopik nëse nuk përmban komponime kloride; kristalizohet në kubikë. Për të marrë acid nitrik, kripërat nxehen me acid sulfurik; ndërveprimi ndjek ekuacionin:

NaNO 3 + H 2 SO 4 = HNO 3 + NaSO 4

dmth. fitohet sulfat acid. Ky i fundit mund të përdoret për të prodhuar klorur hidrogjeni duke kalcinuar një përzierje të NaHSO 4 dhe NaCl në muffles. Për bashkëveprimin sipas ekuacionit

teorikisht, është e nevojshme të merren 57,6 kg H 2 SO 4 ose 60 kg acid 66° Bẻ për 100 kg NaNO 3. Në fakt, për të shmangur dekompozimin, merret 20-30% më shumë acid sulfurik. Ndërveprimi kryhet në retorte hekuri cilindrike horizontale me gjatësi 1,5 m, me diametër 60 cm, me mure 4 cm të trasha. Çdo cilindër përmban 75 kg kripë dhe 75 kg H 2 SO 4. Avujt fillimisht kalohen përmes një frigoriferi qeramik, të ftohur me ujë, ose përmes një tubi qeramik të pjerrët, pastaj përmes amortizuesve: "cilindra" ose "bonbon", d.m.th., "balonat e Wulf" të mëdha qeramike. Nëse merret acid sulfurik 60° ⺻ (71%) dhe në absorbuesin e parë vendoset 4 kg ujë për 100 kg kripë, atëherë fitohet një acid 40-42° ẻ (38-41%); duke përdorur acid në 66° ⺻ (99.6%) dhe kripë të thatë, marrim 50° ⺻ (53%); për të marrë acid në 36°C, në amortizuesin e parë vendosen 8 litra ujë, në të dytin 4 litra dhe në të rradhët 2,6 litra. Acidi nitrik i tymosur përftohet duke reaguar kripërat me gjysmën e sasisë së acidit sulfurik që kërkohet nga llogaritja. Prandaj, metoda prodhon acid të kontaminuar me klorur nitrosil dhe substanca të tjera që largohen në fillim të procesit dhe me oksidet e azotit në fund të distilimit. Oksidet e azotit janë relativisht të lehta për t'u larguar duke fryrë një rrymë ajri përmes acidit. Është shumë më fitimprurëse të punosh në retorte, të rrethuara nga zjarri nga të gjitha anët dhe të kesh një tub në fund për çlirimin e bisulfatit që përmban një sasi të dukshme acidi. Fakti është se giza nuk gërryhet nga acidi nëse nxehet mjaftueshëm dhe nëse kontakti me zjarrin nga të gjitha anët siguron që të mos depozitohen pika acidi. Në retorte të tilla (1,20 e gjerë dhe 1,50 m në diametër, me trashësi muri 4-5 cm), kripori trajtohet me acid sulfurik në masën 450 kg dhe madje 610 kg kripë për 660 kg H 2 SO 4 ( 66 ° Bẻ). Në vend të cilindrave, tani përdoren shpesh tubat vertikal ose këto tuba janë të lidhur me cilindra.

Sipas metodës Guttmann, zbërthimi kryhet në retorte prej gize të përbëra nga disa pjesë (Fig. 1 dhe 1a); Pjesët lidhen me stuko, zakonisht i përbërë nga 100 pjesë. tallash hekuri, 5 pjesë squfur, 5 pjesë klorur amoniumi me sa më pak ujë; replikat dhe, nëse është e mundur, kapaku i ngarkimit janë të mbyllura brenda punime me tulla dhe nxehet nga gazrat e furrës.

800 kg kripë kripë dhe 800 kg acid sulfurik 95% futen në retorte dhe bëhet distilimi për 12 orë; kjo harxhon rreth 100 kg qymyr. Përdoren gjithashtu retorte cilindrike. Avujt e lëshuar së pari hyjnë në cilindrin 8; më pas kaloni një sërë tubash qeramike, 12 dhe 13, të vendosura në një kuti druri me ujë; këtu avujt kondensohen në acid nitrik, i cili rrjedh nëpër tubacionet 22 të instalimit Gutman, dhe 23 në koleksionin 28, dhe këtu hyn edhe kondensata nga cilindri 8; acidi nitrik që nuk është kondensuar në tubat 12 hyn përmes 15a në një kullë të mbushur me topa dhe të larë me ujë; gjurmët e fundit të acidit që nuk përthithen në kullë janë kapur në cilindrin 43a; gazrat barten përmes tubit 46a në oxhak. Për të oksiduar oksidet e azotit të formuar gjatë distilimit, ajri përzihet në gaze direkt në dalje nga retorti. Nëse në prodhim përdoret acid sulfurik i fortë dhe kripë e thatë, atëherë fitohet acid nitrik i pangjyrë 96-97%. Pothuajse i gjithë acidi kondensohet në tuba, vetëm një pjesë e vogël (5%) përthithet në kullë, duke dhënë 70% acid nitrik, i cili shtohet në ngarkesën tjetër të nitratit. Se. Rezultati është acid nitrik pa ngjyrë, pa klor, me një rendiment prej 98-99% të teorisë. Metoda e Gutman mori e përhapur për shkak të thjeshtësisë dhe kostos së ulët të instalimit.

Acidi 96-100% nxirret nga kripori sipas metodës Valentiner, me distilim nën presion të reduktuar (30 mm) në retorte prej gize të një përzierjeje prej 1000 kg NaNO 3, 1000 kg H2SO 4 (66 ° º) dhe një sasi të tillë. të acidit të dobët HNO 3 që shtojnë me të 100 kg ujë. Distilimi zgjat 10 orë, me ajër që futet në aliazh gjatë gjithë kohës. Ndërveprimi ndodh në 120°, por në fund të procesit ndodh një “krizë” (1 orë) dhe janë të mundshme goditje të forta (në 120-130°). Pas kësaj, ngrohja sillet në 175-210 °. Trashja e duhur dhe kapja e acidit është shumë e rëndësishme. Avujt nga retorti hyjnë në cilindër, prej tij në 2 mbështjellje shumë të ftohta, prej tyre në një grumbull (si p.sh. një balonë Wulf), e ndjekur nga një spirale përsëri dhe më pas 15 cilindra, pas së cilës vendoset një pompë. Me një ngarkesë prej 1000 kg NaNO 3 në 6-8 orë, fitohen 600 kg HNO 3 (48° ⺻), pra 80% e normës.

Për të marrë acid nitrik nga nitrati norvegjez (kalciumi), ky i fundit tretet, shtohet acidi nitrik i fortë dhe përzihet. acid sulfurik, pas së cilës acidi nitrik filtrohet nga gipsi.

Magazinimi dhe paketimi. Për të ruajtur acidin nitrik, mund të përdorni enë qelqi, balte zjarri dhe alumini të pastër (jo më shumë se 5% papastërti), si dhe enët e bëra nga çeliku Krupp special rezistent ndaj acidit silikon (V2A). Sepse kur acidi nitrik i fortë vepron në dru, tallash, lecka, laget vaj vegjetal, etj. Shpërthimet dhe zjarret janë të mundshme (për shembull, nëse një shishe shpërthen gjatë transportit), atëherë acidi nitrik mund të transportohet vetëm në trena specialë. Terpentina ndizet veçanërisht lehtë kur nxehet kur bie në kontakt me acidin e fortë nitrik.

Aplikimi: 1) në formën e kripërave për pleh, 2) për prodhimin e eksplozivëve, 3) për prodhimin e produkteve gjysëm të gatshme për ngjyra, dhe pjesërisht vetë ngjyrat. Ch. arr. kripërat e acidit nitrik ose nitratit (natriumi, amoniumi, kalciumi dhe kaliumi) përdoren për plehra. Në vitin 1914, konsumi botëror i azotit në formën e nitratit kilian arriti në 368,000 ton dhe në formën e acidit nitrik nga ajri - 10,000 ton Në vitin 1925, konsumi duhet të kishte arritur në 360,000 ton acid nitrik nga ajri. Konsumi i acidit nitrik rritet shumë gjatë luftës për shkak të shpenzimeve për eksplozivët, kryesorët prej të cilëve janë nitroglicerina dhe nitroceluloza. lloje të ndryshme, komponimet nitro (nitrotoluen, TNT, melinit, etj.) dhe substancat për siguresat (fulminat e merkurit). NË kohë paqeje acidi nitrik shpenzohet për prodhimin e komponimeve nitro, për shembull, nitrobenzen, për kalimin në ngjyra përmes anilinës, të marrë nga nitrobenzeni me reduktim. Sasi e konsiderueshme acidi nitrik përdoret për gdhendjen e metaleve; kripërat e acidit nitrik (kriporit) përdoren për eksplozivë (nitrat amoniumi - në pa tym, nitrat kaliumi - në pluhur i zi) dhe për fishekzjarre (nitrat barium - për të gjelbër).

Standardi i acidit nitrik. Standardi i acidit nitrik ekziston deri më tani vetëm në BRSS dhe u miratua nga Komiteti i Standardizimit në STO si një standard i detyrueshëm i gjithë Bashkimit (OST-47) për acidin në 40° Bẻ. Standardi vendos përmbajtjen e HNO 3 në acidin nitrik në 61.20% dhe kufizon përmbajtjen e papastërtive: acid sulfurik jo më shumë se 0.5%, klor jo më shumë se 0.8%, hekur jo më shumë se 0.01%, mbetje të ngurta jo më shumë se 0.9%; acidi nitrik standard nuk duhet të përmbajë sediment. Standardi rregullon marrëdhëniet midis shitësit dhe blerësit, duke rregulluar në mënyrë rigoroze metodat e marrjes së mostrave dhe analizës. Përmbajtja e acidit nitrik përcaktohet duke shtuar NaOH në acid dhe duke u titruar përsëri me acid. Përmbajtja e acidit sulfurik përcaktohet në formën e BaSO 4 nga precipitimi i BaCl 2. Përmbajtja e klorit përcaktohet me titrim në një mjedis alkalik me nitrat argjendi. Përmbajtja e hekurit përcaktohet nga precipitimi i sekuoksideve me amoniak, reduktimi i hekurit oksid në hekur me ngjyra dhe titrimi pasues i KMnO 4. Paketimi i acidit nitrik nuk është ende standard. Pa prekur madhësinë, peshën dhe cilësinë e enës, standardi përcakton paketimin e acidit nitrik në enë qelqi dhe jep udhëzime se si të paketohet dhe mbyllet.

Përgatitja e acidit nitrik.

I. Nga ajri. Sinteza e acidit nitrik nga ajri nën veprimin e një harku voltaik përsëritet deri në në një masë të caktuar një proces që ndodh në natyrë nën ndikimin e shkarkimeve elektriciteti atmosferik. Cavendish ishte i pari që vëzhgoi (në 1781) formimin e oksideve të azotit gjatë djegies së H 2 në ajër, dhe më pas (në 1784) gjatë shkëndija elektrike përmes ajrit. Mutman dhe Gopher në 1903 ishin të parët që u përpoqën të studionin ekuilibrin: N 2 + O 2 2NO. Kalimi i një harku voltaik nëpër ajër AC në 2000-4000 V, ata praktikisht arritën një përqendrim të NO prej 3,6 deri në 6,7 vol%. Konsumi i tyre i energjisë për 1 kg HNO 3 arriti në 7.71 kWh. Më pas Nernst studioi këtë ekuilibër duke kaluar ajrin përmes një tubi iridiumi. Më tej, Nernst, Jellinek dhe studiues të tjerë punuan në të njëjtin drejtim. Me ekstrapolim rezultatet eksperimentale Duke studiuar ekuilibrin midis ajrit dhe oksidit të azotit, Nernst ishte në gjendje të llogariste se në anën e djathtë të ekuacionit, në një temperaturë prej 3750° (d.m.th., afërsisht në temperaturën e një harku voltaik), një përmbajtje prej 7 vëllimi % NO është themeluar.

Përparësia e idesë së përdorimit teknikisht të një harku voltaik për fiksimin e azotit atmosferik i përket studiueses franceze Lefebre, e cila në vitin 1859 patentoi metodën e saj të prodhimit të acidit nitrik nga ajri në Angli. Por në atë kohë kostoja energji elektrike ishte shumë e lartë për metodën e Lefebre për të qenë praktike. Vlen të përmenden edhe patentat e McDougal (An. P. 4633, 1899) dhe metoda Bradley dhe Lovejoy e zbatuar në shkallë teknike, të shfrytëzuara në vitin 1902 nga kompania amerikane Atmospheric Products С° (me 1 milion dollarë kapital) me duke përdorur energjinë e Ujëvarës së Niagarës. Përpjekjet për të përdorur një tension prej 50,000 V për të rregulluar azotin atmosferik, të bëra nga Kowalski dhe bashkëpunëtori i tij I. Moscytski, gjithashtu duhet t'i atribuohen kësaj kohe. Por suksesi i parë domethënës në prodhimin e acidit nitrik nga ajri u soll nga ideja historike e inxhinierit norvegjez Birkeland, i cili do të përdorte aftësinë e këtij të fundit për t'u shtrirë në një fushë të fortë elektromagnetike për të rritur rendimentin e oksideve të azotit. kur kalon një hark voltaik në ajër. Birkeland e kombinoi këtë ide me një inxhinier tjetër norvegjez, Eide, dhe e përktheu atë në një instalim teknik që ofroi menjëherë një mundësi me kosto efektive për të marrë acid nitrik nga ajri. Për shkak të ndryshimit të vazhdueshëm në drejtimin e rrymës dhe veprimit të elektromagnetit, flaka e harkut voltaik që rezulton ka një tendencë të vazhdueshme të bymehet në drejtime të ndryshme, gjë që çon në formimin e një harku voltaik që lëviz me shpejtësi gjatë gjithë kohës në shpejtësi deri në 100 m/sek, duke krijuar përshtypjen e një dielli të gjerë elektrik që digjet qetësisht me një diametër prej 2 m ose më shumë. Një rrjedhë e fortë ajri fryhet vazhdimisht përmes këtij dielli dhe vetë dielli është i mbyllur në një furrë të veçantë të bërë prej balte zjarrduruese, të lidhur në bakër (Fig. 1, 2 dhe 3).

Elektrodat e zbrazëta të harkut voltaik ftohen nga brenda me ujë. Ajri përmes kanaleve A në rreshtimin e baltës së zjarrit të furrës hyn në dhomën e harkut b; përmes gazit të oksiduar del nga furra dhe ftohet duke përdorur nxehtësinë e saj për të ngrohur kaldajat e aparatit të avullimit. Pas kësaj, NO hyn në kullat e oksidimit, ku oksidohet nga oksigjeni atmosferik në NO 2. Procesi i funditështë një proces ekzotermik (2NO + O 2 = 2NO 2 + 27Cal), dhe për këtë arsye kushtet që rrisin thithjen e nxehtësisë nxisin ndjeshëm reagimin në këtë drejtim. Më pas, dioksidi i azotit absorbohet nga uji sipas ekuacioneve të mëposhtme:

3NO 2 + H 2 O = 2HNO 3 + JO
2NO 2 + H 2 O = HNO 3 + HNO 2

Në një metodë tjetër, përzierja reaguese e gazeve ftohet nën 150° përpara përthithjes; në këtë temperaturë zgjerim invers– NO 2 = JO + O pothuajse nuk ka vend. Duke pasur parasysh se në kushte të caktuara vendoset ekuilibri NO + NO 2 N 2 O 3 me një përmbajtje maksimale prej N 2 O 3, ai mund të arrihet duke derdhur gazra të nxehtë nitrit edhe para oksidimit të plotë të tyre, në një temperaturë prej 200 deri në 300 °, me një zgjidhje sode ose sode kaustike, në vend të kripërave nitrate - nitrite të pastra (metoda Norsk Hydro). Kur largohet nga furra, ajri i fryrë përmban nga 1 deri në 2% okside të azotit, të cilat kapen menjëherë nga avionët kundër ujit dhe më pas neutralizohen me gëlqere për të formuar kalcium, i ashtuquajturi. kripë "norvegjeze". Kryerja e vetë procesit N 2 + O 2 2NO - 43,2 Cal kërkon shpenzimin e një sasie relativisht të vogël të energjisë elektrike, përkatësisht: për të marrë 1 ton azot të lidhur në formën e NO vetëm 0,205 kW-vit; Ndërkohë, në instalimet më të mira moderne është e nevojshme të shpenzohen 36 herë më shumë, pra rreth 7.3 dhe deri në 8 kW-vjet për 1 ton. Me fjalë të tjera, mbi 97% e energjisë së shpenzuar nuk shkon në formimin e NO, por për të krijuar për këtë proces. kushte të favorshme. Për të zhvendosur ekuilibrin drejt përmbajtjes më të lartë të mundshme të NO, është e nevojshme të përdoret një temperaturë nga 2300 në 3300° (përmbajtja e NO në 2300° është 2 vol% dhe për 3300° - 6 vol%), por në temperatura të tilla 2NO dekompozohet shpejt. përsëri në N 2 + O 2. Prandaj, në një pjesë të vogël të sekondës është e nevojshme të hiqni gazin nga zonat e nxehta në ato më të ftohta dhe ta ftoni atë në të paktën 1500 °, kur zbërthimi i NO vazhdon më ngadalë. Ekuilibri N 2 + O 2 2NO vendoset në 1500° në 30 orë, në 2100° në 5 sekonda, në 2500° në 0,01 sekonda. dhe në 2900° - në 0.000035 sek.

Metoda e Schonherr, një punonjëse e BASF, ndryshon nga metoda e Birkeland dhe Eide në përmirësime të konsiderueshme. Në këtë metodë, në vend të një flake pulsuese dhe ende të ndërprerë të një harku voltaik e ndryshueshme aktuale, aplikoni një flakë të qetë të lartë të përhershme aktuale Kjo parandalon fryrjen e shpeshtë nga flaka, e cila është shumë e dëmshme për procesin. Megjithatë, i njëjti rezultat mund të arrihet me një hark voltaik të rrymës alternative, por duke fryrë ajrin përmes flakës djegëse jo në vijë të drejtë, por në formën e një ere vorbull përgjatë flakës së harkut voltaik. Prandaj, furra mund projektuar në formën e një tubi metalik mjaft të ngushtë, për më tepër, në mënyrë që flaka e harkut të mos prekë muret e saj. Diagrami i projektimit të furrës Schongherr është paraqitur në Fig. 4.

Një përmirësim i mëtejshëm në metodën e harkut është bërë nga metoda Pauling (Fig. 5). Elektrodat në furrën e djegies duken si shkarkues të bririt. Një hark voltaik 1 m i gjatë i formuar midis tyre fryhet lart nga një rrymë e fortë ajri. Në shumicën ngushtica Nëse flaka prishet, harku ndizet përsëri duke përdorur elektroda shtesë.

Një dizajn paksa i ndryshëm i një furre për oksidimin e azotit në ajër u patentua nga I. Moscicki. Njëra nga të dyja elektrodat (Fig. 6) ka formën e një disku të sheshtë dhe ndodhet shumë larg nga elektroda tjetër. distancë e afërt. Elektroda e sipërme është tubulare, dhe gazrat neutralë rrjedhin përmes saj në një rrjedhë të shpejtë, duke u përhapur më pas në një kon.

Futet flaka, harku voltaik Qarkullimi i rrethrrotullimit nën ndikimin fushë elektromagnetike, dhe një rrymë e shpejtë gazi në formë koni parandalon qarqet e shkurtra. Përshkrimi i detajuar i gjithë instalimi është dhënë në W. Waeser, Luftstickstoff-Industrie, f. 475, 1922. Një fabrikë në Zvicër (Chippis, Wallis) funksionon sipas metodës së I. Mościcki, duke prodhuar 40% HNO 3. Një tjetër fabrikë në Poloni (Bory-Jaworzno) është projektuar për 7000 kW dhe duhet të prodhojë HNO 3 dhe (NH 4) 2 SO 4 të koncentruar. Për të përmirësuar rendimentin e oksideve të azotit dhe për të rritur flakën e harkut voltaik, në kohët e fundit përdoret si produkt origjinal jo ajër, por një përzierje më e pasur me oksigjen të azotit dhe oksigjenit, me një raport 1: 1. Fabrika franceze në Laroche-de-Rham punon me këtë përzierje me rezultate shumë të mira.

Këshillohet që të kondensohet tetrooksidi i azotit që rezulton N 2 O 4 në një lëng duke e ftohur në -90°. Tetrooksidi i tillë i lëngshëm i azotit, i marrë nga gazrat e tharë paraprakisht - oksigjeni dhe ajri, nuk reagon me metalet dhe për këtë arsye mund të transportohet në bomba çeliku dhe të përdoret për prodhimin e HNO 3 në përqendrime të forta. Tolueni u përdor si ftohës në këtë rast në një kohë, por për shkak të rrjedhjes së pashmangshme të oksideve të azotit dhe efektit të tyre në toluen, në uzinat Tschernewitz (në Gjermani) dhe Bodio (në Zvicër) ndodhën shpërthime të tmerrshme, duke shkatërruar të dyja ndërmarrjet. Nxjerrja e N 2 O 4 nga një përzierje gazi. arrihet edhe nëpërmjet përthithjes së N 2 O 4 nga xheli silicë, i cili çliron N 2 O 4 mbrapsht pas ngrohjes.

II. Oksidimi i kontaktit i amoniakut. Të gjitha metodat e përshkruara për prodhimin e acidit nitrik sintetik direkt nga ajri, siç është treguar tashmë, janë fitimprurëse vetëm nëse disponohet energji hidroelektrike e lirë. Problemi i azotit të lidhur (shih Azoti) nuk mund të konsiderohet i zgjidhur përfundimisht nëse nuk do të ishte gjetur një metodë për prodhimin e acidit nitrik sintetik relativisht të lirë. Thithja e azotit të lidhur nga plehrat nga bimët lehtësohet veçanërisht nëse këto plehra janë kripëra të acidit nitrik. Përbërjet e amonit të futura në tokë duhet së pari t'i nënshtrohen nitrifikimit në vetë dheun (shih Plehrat azotike). Përveç kësaj, acidi nitrik, së bashku me acidin sulfurik, është baza e industrive të shumta industria kimike dhe çështjet ushtarake. Prodhimi i eksplozivëve dhe pluhur pa tym(TNT, nitroglicerina, dinamiti, acidi pikrik e shumë të tjera), ngjyrat aniline, celuloidi dhe pëlhura prej fije artificiale, shumë ilaçe etj janë të pamundura pa acidin nitrik. Kjo është arsyeja pse në Gjermani, e cila u shkëput nga burimi i nitratit kilian gjatë Luftës Botërore nga një bllokadë dhe në të njëjtën kohë nuk kishte energji të lirë hidroelektrike, prodhimi i acidit nitrik sintetik u zhvillua në një masë të madhe duke përdorur metodën e kontaktit. , duke filluar nga qymyri i qymyrit ose amoniaku sintetik duke e oksiduar me oksigjen atmosferik me pjesëmarrjen e katalizatorëve. Gjatë luftës (1918), Gjermania prodhonte deri në 1000 tonë acid nitrik dhe nitrat amoniumi në ditë.

Në vitin 1788, Milner në Kembrixh vendosi mundësinë e oksidimit të NH 3 në oksidet e azotit nën veprimin e peroksidit të manganit kur nxehet. Në 1839, Kuhlman vendosi veprimin e kontaktit të platinit gjatë oksidimit të amoniakut me ajrin. Teknikisht, metoda e oksidimit të amoniakut në acid nitrik u zhvillua nga Ostwald dhe Brouwer dhe u patentua prej tyre në vitin 1902 (Interesante, në Gjermani, aplikimi i Ostwald u refuzua për shkak të njohjes së përparësisë për kimist francez Kulman.) Nën veprimin e platinit të grimcuar imët dhe rrjedhjes së ngadaltë të përzierjes së gazit, oksidimi vazhdon sipas reaksionit 4NH 3 + ZO 2 = 2N 2 + 6H 2 O. Prandaj, procesi duhet të jetë i rregulluar rreptësisht si në kuptimin e shpejtësisë së konsiderueshme të lëvizjes së avionit të gazit të fryrë përmes "konvertuesit" të kontaktit dhe në kuptimin e përbërjes së përzierjes së gazit. Përzierja e gazeve që hyjnë në "konvertuesit" duhet. pastruar më parë tërësisht nga pluhuri dhe papastërtitë që mund të "helmojnë" katalizatorin e platinit.

Mund të supozohet se prania e platinit shkakton dekompozimin e molekulës NH 3 dhe formimin e një përbërjeje të ndërmjetme të paqëndrueshme të platinit me hidrogjen. Në këtë rast, azoti në status nascendi i nënshtrohet oksidimit nga oksigjeni atmosferik. Oksidimi i NH 3 në HNO 3 ndodh përmes reaksioneve të mëposhtme:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 0;

gazi NO i ftohur pa ngjyrë, duke u përzier me një pjesë të re ajri, oksidohet në mënyrë spontane për të formuar NO 2 ose N 2 O 4:

2NO + O 2 = 2NO 2, ose N 2 O 4;

shpërbërja e gazrave që rezultojnë në ujë në prani të ajrit ose oksigjenit të tepërt shoqërohet me oksidim të mëtejshëm sipas reaksionit:

2NO 2 + O + H 2 O = 2HNO 3,

pas së cilës përftohet HNO 3, me një forcë afërsisht 40 deri në 50%. Duke distiluar HNO 3 që rezulton me acid sulfurik të fortë, më në fund mund të merret acid nitrik sintetik i koncentruar. Sipas Ostwald, katalizatori duhet të përbëhet nga platini metalik i veshur me platin pjesërisht ose plotësisht sfungjer ose platin të zi.

Reagimi duhet të ndodhë kur nxehtësia e kuqe mezi ka filluar dhe me një shpejtësi të konsiderueshme të rrjedhjes së përzierjes së gazit, e përbërë nga 10 ose më shumë pjesë ajri për 1 orë NH 3. Rrjedha e ngadaltë e përzierjes së gazit nxit kolaps i plotë NH 3 tek elementet. Me një rrjet kontakti platini prej 2 cm, shpejtësia e rrjedhës së gazit duhet të jetë 1-5 m/sek, pra koha e kontaktit të gazit me platinin nuk duhet të kalojë 1/100 sek. Temperaturat optimale janë rreth 300°. Përzierja e gazit nxehet paraprakisht. Sa më i lartë të jetë shpejtësia e rrjedhës së përzierjes së gazit, aq më i madh është prodhimi i NO. Duke punuar me një rrjetë platini shumë të trashë (katalizator) me një përzierje amoniaku dhe ajri që përmban rreth 6,3% NH 3, Neumann dhe Rose morën rezultatet e mëposhtme në një temperaturë prej 450 ° (me një sipërfaqe kontakti të platinit prej 3,35 cm 2):

Një përmbajtje më e lartë ose më e ulët e NH 3 ka gjithashtu një rëndësi të madhe për drejtimin e procesit kimik, i cili mund të vazhdojë ose sipas ekuacionit: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (me një përmbajtje 14,38% NH 3) , ose sipas barazimit: 4NH 3 + 7O 2 = 4NO 2 + 6H 2 O (me permbajtje perzierje 10,74% NH 3). Me më pak sukses se platini, ndoshta. U përdorën edhe katalizatorë të tjerë (oksid hekuri, bismut, cerium, torium, krom, vanadium, bakër). Prej tyre meriton vëmendje vetëm përdorimi i oksidit të hekurit në temperaturë 700-800°, me rendiment prej 80 deri në 85% NH 3.

Rol të rëndësishëm në proces oksidativ Kalimi i NH 3 në HNO 3 ndikohet nga temperatura. Vetë reaksioni i oksidimit të amoniakut është ekzotermik: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O + 215,6 Cal. Vetëm fillimisht është e nevojshme të ngrohni më tej aparatin e kontaktit reagimi është duke u zhvilluar për shkak të nxehtësisë së vet. Dizajni teknik i "konvertuesve" për oksidimin e amoniakut sisteme të ndryshmeështë e qartë nga figurat e dhëna (Fig. 7-8).

Skema për prodhimin e HNO 3 sipas metodës së pranuar aktualisht Franck-Caro është paraqitur në Fig. 9.

Në fig. 10 tregon një diagram të oksidimit të NH 3 në fabrikën e Meister Lucius dhe Brünning në Hechst.

Në instalimet moderne, oksidimi i NH 3 në NO kryhet me një rendiment deri në 90%, dhe oksidimi dhe thithja pasuese e oksideve të azotit që rezultojnë nga uji - me një rendiment deri në 95%. Kështu, i gjithë procesi jep një rendiment të azotit të lidhur prej 85-90%. Marrja e HNO 3 nga nitrat kushton aktualisht (në terma 100% HNO 3) 103 dollarë për 1 ton, duke përdorur procesin e harkut, 97,30 dollarë për 1 ton, ndërsa 1 ton HNO 3 i marrë nga oksidimi i NH -3 kushton vetëm 85 dollarë 80 cent. . Vetëkuptohet që këto shifra mund të jenë janë vetëm të përafërta dhe varen kryesisht nga madhësia e ndërmarrjes, kostoja e energjisë elektrike dhe lëndëve të para, por megjithatë ato tregojnë se metoda e kontaktit për prodhimin e HNO 3 është e destinuar të zërë një pozitë dominuese në të ardhmen e afërt në krahasim me metodat e tjera.

Shihni gjithashtu

Lëng transparent pa ngjyrë ose pak i verdhë me erë karakteristike mbytëse. Gjatë ruajtjes, përmbajtja e oksideve të azotit rritet, si rezultat i së cilës ngjyra e acidit nitrik ndryshon në pak të verdhë-kafe.

GOST 3885-73

Sinonime dhe emra të huaj: acid nitrik

Lloji i substancës: inorganike

Pamja: pa ngjyrë lëngshme

Modifikimet e kristalit, struktura molekulare, ngjyra e tretësirave dhe avujve: Në formë të ngurtë është kristale të bardha (dendësia 1,52 g/cm3).

Formula bruto(Sistemi kodrinor): HNO 3

Formula si tekst: HONO2

Nr CAS:-

Pesha molekulare(në amu): 63.01

Pika e shkrirjes(në °C): -41.6

Pika e vlimit(në °C): 83

Konstantet e temperaturës së përzierjeve (përmbajtja në përqindje peshe): 121,9 °C (pika e vlimit të azeotropit, presioni 1 atm) acid nitrik 68,4% ujë 31,6%

Produktet zbërthimi termik: -

Tretshmëria (në g/100 g tretës ose karakteristikë): ujë: i përzier [Lit. ] eter dietil: i tretshëm [Ref. ]

Reagimet e substancave:

1. Oksidohet jodidi i hidrogjenit në të ftohtë, duke prodhuar jod dhe oksid nitrik (II). [Lit. ]
   6HI ​​+ 2HNO 3 → 3I 2 + 2NO + 4H 2 O
2. Në një përqendrim prej 10%, ai reagon me zinkun për të prodhuar nitrat zinku dhe kryesisht azot. [Lit. ]
   5Zn + 12HNO 3 (10%) → 5Zn(NO 3) 2 + N 2 + 6H 2 O
3. Në një përqendrim 10-20%, ai reagon me magnezin duke dhënë nitrat magnezi dhe një përzierje gazi me përmbajtje hidrogjeni deri në 80%. [Lit. ]
   Mg + 2HNO 3 (10%) → Mg(NO 3) 2 + H2
4. Në një përqendrim 10-20% ai reagon me manganin duke dhënë një përzierje gazi me përmbajtje hidrogjeni deri në 80%. [Lit. ]
   Mn + 2HNO 3 (10%) → Mn(NO 3) 2 + H2
5. Shkrin arin dhe platinin në një përzierje me acid klorhidrik të koncentruar. [Lit. ]
6. Në një përqendrim prej 68%, ai reagon me merkur, zink, bakër, magnez dhe nikel për të prodhuar nitrat metali (II), oksid nitrik (IV) dhe ujë. [Lit. ]
7. Kur nxehet, oksidon jodin, squfurin, qymyrin dhe fosforin. [Lit. ]
8. Në një përqendrim prej 30%, ai reagon me merkurin për të prodhuar nitrat merkur (II), ujë dhe oksid nitrik (II). [Lit. ]
9. Reagon me metale, duke prodhuar, në varësi të përqendrimit dhe aktivitetit të metalit, nitrat amonit, hidrogjen, azot, oksid nitrik (I), oksid nitrik (II) ose oksid nitrik (IV) në një përzierje me njëri-tjetrin. [Lit. ]
10. Terpentina ndizet. [Lit. ]
11. Shkrin selenin, telurin, arsenikun. [Lit. ]
12. Acidi nitrik i koncentruar oksidon sulfidin e plumbit në sulfat plumbi. [Lit. ]
13. Një përzierje e acideve nitrik dhe hidrofluorike përdoret për të tretur silikon, titan, niob, tantal, zirkon, hafnium, tungsten, kallaj dhe lidhjet e tyre. [Lit. ]

Reagimet në të cilat substanca nuk është e përfshirë:

• Në formë të koncentruar, nuk reagon me alumin, krom ose hekur për shkak të pasivimit. [Lit. ]
• Në formë të koncentruar, nuk reagon me kalciumin dhe bariumin për shkak të tretshmërisë së ulët të nitrateve të tyre në acidin nitrik të koncentruar. [Lit. ]
• Nuk reagon me ar, platin, rodium, iridium, osmium, rutenium. [Lit. ]
• Për shkak të pasivimit, nuk reagon me indium, galium, niob, tantal, torium, titan, zirkon, hafnium, bor. [Lit. ]

Dendësia: 1,36 (25°C, g/cm 3, gjendja e materies - kristalet

Indeksi i thyerjes(për linjën D të natriumit): 1.397 (10.4°C)

Presioni i avullit(në mmHg): 10 (-4,4°C) 100 (34,2°C)

Karakteristikat e zgjidhjeve: -

Treguesit e disociimit: pK a (1) = 4,42 (25°C, ujë), pK a (2) = 5,28 (25°C, ujë)

Pika e ndezjes në ajër (në °C): -

Pika e ndezjes në ajër (°C): -

Temperatura e ndezjes automatike në ajër (°C): -

Doza vdekjeprurëse (LD50, në mg/kg): -

Entalpia standarde e formimit ΔH (298 K, kJ/mol):-174,1 (w)

Nxehtësia e djegies (kJ/mol): -

Aplikimi: Acidi nitrik me pastërti të veçantë përdoret në prodhimin e gjysmëpërçuesve, pajisjeve elektronike, metaleve dhe lidhjeve, katalizatorëve, rrëshirave të shkëmbimit të joneve, lazerëve, elementëve të rrallë, si dhe për kërkime shkencore precize.

Informacion shtesë:

Kur dioksidi i azotit absorbohet nga acidi nitrik, formohet nitrooleum - një lëng i zverdhur i verdhë, një agjent i fortë oksidues. Acidi nitrik që përmban 30% NO2 në një presion prej 100 kPa vlon në 38 C, dhe përmban 40% NO2 - në 29 C. Në këtë rast, avulli përmban 96,5% okside azoti dhe 3,5% avuj të acidit nitrik. Acidi pa ngjyrë zverdhet shpejt gjatë ruajtjes për shkak të dekompozimit në dioksid azoti.

Nuk reagon me platinin dhe arin. Acidi nitrik i koncentruar pasivizon hekurin.

Shkrin argjendin, merkurin, bakrin me formimin e nitrateve të këtyre metaleve dhe çlirimin e NO ose NO2. Me metalet që qëndrojnë para hidrogjenit, acidi nitrik prodhon produktet e tij të reduktimit - nitrat amonit, azot, oksid nitrik (I), oksid nitrik (II), oksid nitrik (IV); raporti i produkteve të çliruara varet nga aktiviteti i metalit dhe përqendrimi i acidit. Në përqendrime të caktuara të acidit dhe në përzgjedhjen e metaleve, hidrogjeni mund të merret. Një përzierje e acideve nitrik dhe klorhidrik quhet "regia vodka" dhe shpërndan arin dhe platinin.

Acidi nitrik i holluar nuk oksidon jodurgjenin, acidi nitrik i koncentruar po. Acidi i zierjes oksidon squfurin në acid sulfurik, qymyrin dhe shumë substanca organike në dioksid karboni.

Acidi nitrik është një acid monobazik i fortë. ME oksidet bazë, bazat dhe kripërat e acideve të dobëta formon kripëra të tretshme në ujë të quajtura nitrate.

Transporti

Acidi nitrik me pastërti të veçantë derdhet në shishe qelqi 20 litra dhe mbyllet menjëherë me një pajisje mbyllëse. Shishet e qelqit vendosen në bateri polietileni. Transporti kryhet me te gjitha llojet e transportit.

Magazinimi

Shishet e acidit nitrik me pastërti të lartë ruhen në magazina të thjeshta të errëta, të ndara nga reagentët e tjerë, në një temperaturë jo më të madhe se 30°C.

Acidi nitrik- një lëng i pangjyrë, "duhanpirës" në ajër me një erë të fortë. Formula kimike HNO3.

Vetitë fizike. Në temperaturën 42 °C ngurtësohet në formën e kristaleve të bardha. Acidi nitrik anhidrik vlon në presioni atmosferik dhe 86 °C. Përzihet me ujë në përmasa arbitrare.

Kur ekspozohet ndaj dritës, HNO3 i përqendruar dekompozohet në okside të azotit:

HNO3 ruhet në një vend të freskët dhe të errët. Valenca e azotit në të është 4, gjendja e oksidimit është +5, numri i koordinimit është 3.

HNO3 - acid i fortë. Në tretësirë ​​shpërbëhet plotësisht në jone. Ndërvepron me oksidet dhe bazat bazike dhe me kripërat e acideve më të dobëta. HNO3 ka aftësi të fortë oksiduese. Mund të reduktohet me formimin e njëkohshëm të nitratit në komponime, në varësi të përqendrimit, aktivitetit të metalit ndërveprues dhe kushteve:

1) i përqendruar HN03, duke ndërvepruar me metale me aktivitet të ulët, reduktohet në oksid azoti (IV) NO2:

2) nëse acidi është i holluar, atëherë ai reduktohet në oksid nitrik (II) JO:

3) më shumë metale aktive zvogëloni acidin e holluar në oksid nitrik (I) N2O:

Një acid shumë i holluar reduktohet në kripëra amoniumi:

Au, Pt, Rh, Ir, Ta, Ti nuk reagojnë me HNO3 të përqendruar dhe Al, Fe, Co dhe Cr janë "të pasivuar".

4) HNO3 reagon me jometalet, duke i reduktuar ato në acidet përkatëse, dhe vetë reduktohet në okside:

5) HNO3 oksidon disa katione dhe anione dhe komponime kovalente inorganike.

6) bashkëvepron me shumë komponime organike - reaksioni i nitrimit.

Prodhimi industrial i acidit nitrik: 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O.

Amoniaku– NO shndërrohet në NO2, i cili me ujë në prani të oksigjenit atmosferik prodhon acid nitrik.

Katalizator - lidhje platini. HNO3 që rezulton nuk është më shumë se 60%. Nëse është e nevojshme, përqendrohet. Industria prodhon HNO3 të holluar (47–45%) dhe HNO3 të koncentruar (98–97%). Acidi i koncentruar transportohet në rezervuarë alumini, acidi i holluar transportohet në rezervuarë të bërë prej çeliku rezistent ndaj acidit.

34. Fosfor

Fosfori(P)është në periudhën e 3-të, në grupin V, të nëngrupit kryesor të sistemit periodik të D.I. Mendelejevi. Numri serial 15, ngarkesa bërthamore +15, Ar = 30,9738 a.u. m... ka 3 nivele energjetike, ka 15 elektrone në shtresën energjetike, nga të cilat 5 janë valente. Fosfori ka një nënnivel d. Konfigurimi elektronik P: 1 s2 2s2 2p63 s2 3p33d0. Karakteristikë është hibridizimi sp3, më rrallë sp3d1. Valenca e fosforit është III, V. Gjendja më karakteristike e oksidimit është +5 dhe -3, më pak karakteristike: +4, +1, -2, -3. Fosfori mund të shfaqë veti oksiduese dhe reduktuese: pranimin dhe dhurimin e elektroneve.

Struktura e molekulës: aftësia për të formuar lidhje β është më pak e theksuar se ajo e azotit - në temperatura të zakonshme në fazën e gazit, fosfori paraqitet në formën e molekulave P4, që kanë formën e piramidave barabrinjës me kënde 60°. Lidhjet midis atomeve janë kovalente, jopolare. Çdo atom P në molekulë është i lidhur me atome të tjera me lidhje β.

Vetitë fizike: Fosfori formon tre alotrope: të bardhë, të kuq dhe të zi. Çdo modifikim ka pikën e vet të shkrirjes dhe ngrirjes.

Karakteristikat kimike:

1) kur nxehet, P4 shkëputet në mënyrë të kthyeshme:

2) mbi 2000 °C P2 shpërbëhet në atome:

3) fosfori formon komponime me jometale:

Kombinohet drejtpërdrejt me të gjithë halogjenët: 2P + 5Cl2 = 2PCl5.

Kur ndërvepron me metale, fosfori formon fosfide:

Duke u kombinuar me hidrogjenin, formon gazin fosfinë: Р4 + 6Н2 = 4РН3?.

Kur ndërvepron me oksigjenin, ai formon anhidridin P2O5: P4 + 5O2 = 2P2O5.

Fatura: fosfori fitohet me kalcinimin e përzierjes Ca3 (P O4 )2 me rërë dhe koks në furrë elektrike në temperaturë 1500 °C pa akses ajri: 2Ca3(PO4)2 + 1 °C + 6SiO2 = 6CaSiO3 + 1 °CO + P4?.

Fosfori nuk gjendet në natyrë në formën e tij të pastër, por formohet si rezultat i aktivitetit kimik. Përbërjet kryesore natyrore të fosforit janë këto minerale: Ca3(PO4)2 – fosforit; Ca3(PO4)2?CaF2 (ose CaCl) ose Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 – apatit. Rëndësia biologjike e fosforit është e madhe. Fosfori është pjesë e disa proteinave bimore dhe shtazore: proteina në qumësht, gjak, tru dhe indet nervore. Një sasi e madhe e tij gjendet në kockat e vertebrorëve në formë të përbërjeve: 3Ca3(PO4)2?Ca(OH)2 dhe 3Ca3(PO4)2?CaCO3?H2O. Fosfori është një komponent thelbësor i acideve nukleike, duke luajtur një rol në transmetimin e informacionit trashëgues. Fosfori gjendet në smaltin e dhëmbëve dhe në inde në formën e lecitinës - një përbërje e yndyrave me estere fosforogliceroli.