Anwendung von Stickstoff und seinen Verbindungen. Nitrate, ihre Herstellung und Eigenschaften

Salpetersäure ist eine starke Säure. Seine Salze - Nitrate- gewonnen durch Einwirkung von HNO 3 auf Metalle, Oxide, Hydroxide oder Carbonate. Alle Nitrate sind gut wasserlöslich. Nitrat-Ionen hydrolysieren nicht in Wasser.

Salze Salpetersäure Beim Erhitzen zersetzen sie sich irreversibel und die Zusammensetzung der Zersetzungsprodukte wird durch das Kation bestimmt:

a) Nitrate von Metallen in der Spannungsreihe links von Magnesium:

b) Nitrate von Metallen im Spannungsbereich zwischen Magnesium und Kupfer:

c) Nitrate von Metallen in der Spannungsreihe rechts von Quecksilber:

d) Ammoniumnitrat:

Nitrate in wässrige Lösungen praktisch nicht angezeigt oxidative Eigenschaften, aber bei hohe Temperatur im festen Zustand sind sie starke Oxidationsmittel, beispielsweise beim Verschmelzen von Feststoffen:

Zink und Aluminium reduzieren in alkalischer Lösung Nitrate zu NH 3:

Nitrate werden häufig als Düngemittel verwendet. Darüber hinaus sind fast alle Nitrate gut wasserlöslich, sodass sie in der Natur nur äußerst selten in Form von Mineralien vorkommen; Ausnahmen bilden chilenisches (Natrium-)Nitrat und indisches Nitrat (Kaliumnitrat). Die meisten Nitrate werden künstlich gewonnen.

Flüssiger Stickstoff wird als Kältemittel und zur Kryotherapie verwendet. In der Petrochemie wird Stickstoff verwendet, um Tanks und Rohrleitungen zu spülen, den Betrieb von unter Druck stehenden Rohrleitungen zu überprüfen und die Produktion von Feldern zu steigern. Im Bergbau kann Stickstoff zur Schaffung einer explosionssicheren Umgebung in Bergwerken und zum Ausbau von Gesteinsschichten eingesetzt werden.

Ein wichtiges Einsatzgebiet von Stickstoff ist seine Verwendung zur weiteren Synthese verschiedenster stickstoffhaltiger Verbindungen, wie Ammoniak, Stickstoffdünger, Sprengstoffe, Farbstoffe etc. Bei der Koksherstellung werden große Mengen Stickstoff eingesetzt („trocken“) zum Abschrecken von Koks“) beim Entladen von Koks aus Koksofenbatterien sowie zum „Pressen“ von Treibstoff in Raketen aus Tanks zu Pumpen oder Motoren.

In der Lebensmittelindustrie ist Stickstoff als Lebensmittelzusatzstoff registriert E941, als gasförmiges Medium für Verpackung und Lagerung, ein Kältemittel, und flüssiger Stickstoff wird beim Abfüllen von Ölen und stillen Getränken verwendet, um in weichen Behältern einen Überdruck und eine inerte Umgebung zu erzeugen.

Die Reifenkammern von Flugzeugfahrwerken sind mit Stickstoffgas gefüllt.

31. Phosphor – Herstellung, Eigenschaften, Anwendung. Allotropie. Phosphin, Phosphoniumsalze – Zubereitung und Eigenschaften. Metallphosphide, Herstellung und Eigenschaften.

Phosphor- chemisches Element der 15. Gruppe der dritten Periode Periodensystem D. I. Mendelejew; hat die Ordnungszahl 15. Das Element ist Teil der Pniktogengruppe.

Phosphor wird aus Apatiten oder Phosphoriten durch Wechselwirkung mit Koks und Kieselsäure bei einer Temperatur von etwa 1600 ° C gewonnen:

Die entstehenden Phosphordämpfe kondensieren im Auffangbehälter unter einer Wasserschicht zu einer allotropen Modifikation in Form von weißem Phosphor. Anstelle von Phosphoriten können zur Gewinnung von elementarem Phosphor auch andere anorganische Phosphorverbindungen mit Kohle reduziert werden, beispielsweise Metaphosphorsäure:

Chemische Eigenschaften Phosphor wird weitgehend durch seine allotrope Modifikation bestimmt. Weißer Phosphor ist sehr aktiv; beim Übergang zu rotem und schwarzem Phosphor nimmt die chemische Aktivität ab. Weißer Phosphor in der Luft emittiert, wenn er bei Raumtemperatur durch Luftsauerstoff oxidiert wird, sichtbares Licht; das Leuchten ist auf die Photoemissionsreaktion der Phosphoroxidation zurückzuführen.

Phosphor wird leicht durch Sauerstoff oxidiert:

(mit überschüssigem Sauerstoff)

(bei langsamer Oxidation oder Sauerstoffmangel)

Es interagiert mit vielen einfachen Substanzen – Halogenen, Schwefel und einigen Metallen – und weist oxidierende und reduzierende Eigenschaften auf: mit Metallen – einem Oxidationsmittel – bildet es Phosphide; mit Nichtmetallen - ein Reduktionsmittel.

Phosphor verbindet sich praktisch nicht mit Wasserstoff.

Auch in kalten konzentrierten Alkalilösungen läuft die Disproportionierungsreaktion langsam ab:

Starke Oxidationsmittel wandeln Phosphor in Phosphorsäure um:

Die Oxidationsreaktion von Phosphor findet beim Anzünden von Streichhölzern statt; Berthollet-Salz wirkt als Oxidationsmittel:

Der chemisch aktivste, giftigste und brennbarste ist weißer („gelber“) Phosphor, weshalb er sehr häufig verwendet wird (in Brandbomben usw.).

Roter Phosphor ist die wichtigste Modifikation, die von der Industrie produziert und verbraucht wird. Es wird bei der Herstellung von Streichhölzern, Sprengstoffen, Brandsätzen, verschiedenen Kraftstoffarten sowie Hochdruckschmiermitteln und als Getter bei der Herstellung von Glühlampen verwendet.

Elementarer Phosphor liegt unter normalen Bedingungen in Form mehrerer stabiler allotroper Modifikationen vor. Alle möglichen allotropen Modifikationen von Phosphor sind noch nicht vollständig untersucht (2016). Traditionell werden vier Modifikationen unterschieden: weißer, roter, schwarzer und metallischer Phosphor. Manchmal werden sie auch genannt hauptsächlich allotrope Modifikationen, was bedeutet, dass alle anderen beschriebenen Modifikationen eine Mischung dieser vier sind. Unter Standardbedingungen sind nur drei allotrope Modifikationen von Phosphor stabil (zum Beispiel ist weißer Phosphor thermodynamisch instabil (quasistationärer Zustand) und wandelt sich unter normalen Bedingungen mit der Zeit in roten Phosphor um). Unter Bedingungen extrem hoher Drücke ist die metallische Form des Elements thermodynamisch stabil. Alle Modifikationen unterscheiden sich in Farbe, Dichte und anderen physikalischen und chemischen Eigenschaften, insbesondere in der chemischen Aktivität. Wenn der Zustand eines Stoffes in eine thermodynamisch stabilere Modifikation übergeht, nimmt die chemische Aktivität ab, beispielsweise bei der sequentiellen Umwandlung von weißem Phosphor in Rot und dann von Rot in Schwarz (metallisch).

Phosphin (Phosphorwasserstoff, Phosphorwasserstoff, Phosphorhydrid, Phosphan PH 3) ist ein farbloses, giftiges Gas (unter normalen Bedingungen) mit einem spezifischen Geruch nach verfaultem Fisch.

Phosphin wird durch Reaktion von weißem Phosphor mit heißem Alkali gewonnen, zum Beispiel:

Es kann auch durch Behandlung von Phosphiden mit Wasser oder Säuren gewonnen werden:

Beim Erhitzen reagiert Chlorwasserstoff mit weißem Phosphor:

Zersetzung von Phosphoniumiodid:

Zersetzung von Phosphonsäure:

oder wiederherstellen:

Chemische Eigenschaften.

Phosphin unterscheidet sich stark von seinem Gegenstück Ammoniak. Seine chemische Aktivität ist höher als die von Ammoniak; es ist in Wasser schlecht löslich, da eine Base viel schwächer als Ammoniak ist. Letzteres erklärt sich dadurch, dass die HP-Bindungen schwach polarisiert sind und die Aktivität des freien Elektronenpaars in Phosphor (3s 2) geringer ist als die von Stickstoff (2s 2) in Ammoniak.

In Abwesenheit von Sauerstoff zerfällt es beim Erhitzen in folgende Elemente:

entzündet sich spontan an der Luft (in Gegenwart von Diphosphindampf oder bei Temperaturen über 100 °C):

Zeigt starke restaurative Eigenschaften:

Bei der Wechselwirkung mit starken Protonendonoren kann Phosphin Phosphoniumsalze erzeugen, die das PH 4 + -Ion (ähnlich Ammonium) enthalten. Phosphoniumsalze, farblose kristalline Substanzen, sind äußerst instabil und hydrolysieren leicht.

Phosphoniumsalze sind wie Phosphin selbst starke Reduktionsmittel.

Phosphide- binäre Verbindungen von Phosphor mit anderen weniger elektronegativen Verbindungen chemische Elemente, in dem Phosphor eine negative Oxidationsstufe aufweist.

Die meisten Phosphide sind Verbindungen des Phosphors mit typischen Metallen, die durch direkte Wechselwirkung einfacher Stoffe entstehen:

Na + P (rot) → Na 3 P + Na 2 P 5 (200 °C)

Borphosphid kann entweder durch direkte Wechselwirkung von Stoffen bei einer Temperatur von etwa 1000 °C oder durch Reaktion von Bortrichlorid mit Aluminiumphosphid gewonnen werden:

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Metallphosphide sind instabile Verbindungen, die sich mit Wasser und verdünnten Säuren zersetzen. Dabei entsteht Phosphin und bei der Hydrolyse Metallhydroxid, bei Wechselwirkung mit Säuren Salze.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Bei mäßiger Erwärmung zersetzen sich die meisten Phosphide. Schmilzt unter Überdruck von Phosphordampf.

Borphosphid BP hingegen ist feuerfest (Schmelzpunkt 2000 °C, unter Zersetzung), ein sehr inerter Stoff. Es zersetzt sich nur mit konzentrierten oxidierenden Säuren, reagiert beim Erhitzen mit Sauerstoff, Schwefel und Alkalien beim Sintern.

32. Phosphoroxide – Struktur der Moleküle, Herstellung, Eigenschaften, Anwendung.

Phosphor bildet mehrere Oxide. Die wichtigsten davon sind Phosphoroxid (V) P 4 O 10 und Phosphoroxid (III) P 4 O 6. Oft sind ihre Formeln in vereinfachter Form geschrieben – P 2 O 5 und P 2 O 3. Die Struktur dieser Oxide behält die tetraedrische Anordnung der Phosphoratome bei.

Phosphor(III)-oxid P 4 O 6- eine wachsartige kristalline Masse, die bei 22,5 °C schmilzt und sich in eine farblose Flüssigkeit verwandelt. Giftig.

Beim Auflösen in kaltes Wasser bildet Phosphorsäure:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

und bei Reaktion mit Alkalien die entsprechenden Salze (Phosphite).

Starkes Reduktionsmittel. Bei Wechselwirkung mit Sauerstoff wird es zu P 4 O 10 oxidiert.

Phosphor(III)-oxid entsteht durch Oxidation von weißem Phosphor unter Ausschluss von Sauerstoff.

Phosphor(V)oxid P 4 O 10- weißes kristallines Pulver. Sublimationstemperatur 36°C. Es gibt mehrere Modifikationen, von denen eine (die sogenannte flüchtige) die Zusammensetzung P 4 O 10 hat. Das Kristallgitter dieser Modifikation besteht aus P 4 O 10-Molekülen, die durch schwache intermolekulare Kräfte miteinander verbunden sind und beim Erhitzen leicht aufbrechen. Daher die Volatilität dieser Sorte. Andere Modifikationen sind polymer. Sie bestehen aus endlosen Schichten von PO 4 -Tetraedern.

Bei der Wechselwirkung von P 4 O 10 mit Wasser entsteht Phosphorsäure:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Als saures Oxid reagiert P 4 O 10 mit basischen Oxiden und Hydroxiden.

Es entsteht bei der Hochtemperaturoxidation von Phosphor in überschüssigem Sauerstoff (trockene Luft).

Aufgrund seiner außergewöhnlichen Hygroskopizität wird Phosphor(V)oxid in der Labor- und Industrietechnik als Trocknungs- und Entwässerungsmittel eingesetzt. In seiner Trocknungswirkung übertrifft es alle anderen Stoffe. Chemisch gebundenes Wasser wird aus wasserfreier Perchlorsäure entfernt, um deren Anhydrid zu bilden:

4HClO4 + P4O10 = (HPO3)4 + 2Cl2O7.

P 4 O 10 wird als Trockenmittel für Gase und Flüssigkeiten verwendet.

Wird häufig in der organischen Synthese bei Dehydratisierungs- und Kondensationsreaktionen verwendet.

Als Nitrat werden Nitratsalze (Nitrate) von Ammonium, Natrium, Calcium und Kalium bezeichnet. Sie werden hauptsächlich in der Landwirtschaft, als Mineraldünger und in verwendet Industrielle Produktion pyrotechnische Produkte und Sprengstoffe.

Kaliumnitrat gilt als sehr wertvoller Dünger, da es gleichzeitig zwei für das Pflanzenleben wichtige Stoffe enthält – Stickstoff und Kalium. Gleichzeitig ist Kaliumnitrat die Grundlage für schwarzes Schießpulver und bei der Herstellung verschiedener Pyrotechnikprodukte einfach unersetzlich. Experimente einheimischer Handwerker zur Herstellung von Raketen, Rauchbomben und anderen „Sprengstoffen“ enden jedoch oft sehr schlecht. Daher ist der Verkauf von Kaliumnitrat in in letzter Zeit ist begrenzt und mit Beginn des Frühlings sind die Sommerbewohner zunehmend gezwungen, darüber nachzudenken, wie sie Salpeter selbst herstellen können. Unser Rat richtet sich an Hobbygärtner, die Kaliumnitrat ausschließlich für friedliche Zwecke verwenden.

Wie man Kaliumnitrat herstellt

1. Kaufen Sie Kaliumcarbonat, auch Kali genannt, und Ammoniumnitrat im Baumarkt.
2. Lösen Sie sie separat in warmem Wasser auf, vorzugsweise destilliert. Verwenden Sie gleiche Gewichtsteile der Reagenzien. Mischen Sie beide Lösungen in einem unnötigen Behälter und gießen Sie die Kalilösung in die Ammoniumnitratlösung.
3. Stellen Sie die Pfanne auf schwache Hitze. Der Topf muss groß genug sein, da die Mischung während der Reaktion aufschäumt und an Volumen zunimmt. Rühren Sie die Mischung regelmäßig um. Bald beginnt daraus Ammoniakgas mit einem scharfen charakteristischen Geruch freizusetzen – das bedeutet, dass die Reaktion begonnen hat. Aufgrund des stechenden Gasgeruchs ist es besser, den Vorgang im Freien oder in Innenräumen mit guter Belüftung durchzuführen.
4. Nachdem die Gasentwicklung aufgehört hat, nehmen Sie die Pfanne vom Herd und lassen Sie sie einen Tag lang an einem kühlen Ort stehen. Danach bilden sich am Boden große nadelförmige Kaliumnitratkristalle, die nur durch Ablassen der Flüssigkeit entfernt und getrocknet werden können.

Ammoniumnitrat ist eines der am häufigsten verwendeten Düngemittel; es wird bei der Aussaat fast aller landwirtschaftlichen Nutzpflanzen, sowohl Getreide als auch Gemüse, verwendet und wird auch als Top-Dressing für erwachsene Pflanzen verwendet. Im Bergbau wird Ammoniumnitrat häufig als Hauptbestandteil hochexplosiver Sprengstoffe – Ammonal, Ammonit oder Ammotol – verwendet. Ammoniumnitrat ist in allen Baumärkten in der Abteilung „Düngemittel“ erhältlich und kann dort problemlos erworben werden. Die Herstellung von Ammoniumnitrat unter handwerklichen Bedingungen ist äußerst gefährlich und völlig unrentabel! Sie können versuchen, es zu Bildungszwecken nur in kleinen Dosen selbst zu synthetisieren und dabei alle Sicherheitsregeln zu beachten.

Wie man Ammoniumnitrat herstellt

1. Im Baumarkt müssen Sie kaufen: Ammoniak, Kupfersulfat, Calciumnitrat.
2. Mischen Sie Ammoniak mit Kupfersulfat, bis Sie es erhalten blaue Farbe Lösung. Als Ergebnis der Substitutionsreaktion fällt Kupferhydroxid aus und Ammoniumsulfat bleibt in Lösung.
3. Lassen Sie die Ammoniumsulfatlösung aus dem Sediment ab und mischen Sie sie mit Calciumnitrat. Als Ergebnis erhalten wir Calciumsulfat in Form eines Niederschlags und einer Lösung, die unser Ammoniumnitrat enthält.

Wir haben die wichtigsten Methoden zur Gewinnung von Salpeter beschrieben und es liegt an Ihnen, zu entscheiden, was aus selbst hergestelltem Salpeter hergestellt werden kann.

Die Erfindung betrifft die Herstellung von Salpetersäuresalzen. Der Kern der Methode besteht darin, dass Nitrit-Nitrat-Lösungen, die durch Absorption von Stickoxiden mit Soda oder Natronlauge erhalten werden, ohne Isolierung der festen Phase und bei einer Temperatur von 70–90 °C auf eine Gesamtsalzkonzentration von 750–900 g/l eingedampft werden C werden zur Inversion geschickt, die Inversionsgase werden mit Luft verdünnt und zur Absorptionsstufe zurückgeführt, und die Kontakttrennung von Ammoniak zur Erzeugung nitroser Gase wird periodisch eingeschaltet, während Natriumnitrit verarbeitet wird, und die Produktlösungen von Natriumnitrat werden verarbeitet ein Salzprodukt auf bekannte Weise, einschließlich Kristallisation und Trocknung des Produkts. Das technische Ergebnis besteht darin, dass das Verfahren die Gewinnung von Natriumnitrat ohne Bildung von Natriumnitrit ermöglicht und außerdem die Verwendung von Salpetersäure als Stickoxidspender in der Inversionsstufe anstelle der katalytischen Oxidation von Ammoniak ermöglicht. 1 Gehalt f-ly, 1 Abb.

Die Erfindung betrifft chemische Industrie und kann in Betrieben eingesetzt werden, die Salpetersäuresalze herstellen. Es gibt ein bekanntes Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat durch Neutralisieren einer Lösung von Soda und (oder) Natriumhydroxid mit Salpetersäure (V.A. Klevke, N.N. Polyakov, L.Z. Arsenyeva. Technologie von Stickstoffdüngern. - M.: Goskhimizdat, 1956, S. 94 ; RF-Patent 2159738 vom 3. Dezember 1999. Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat). Der Nachteil der bekannten Verfahren ist die geringe Konzentration von Natriumnitrat in der Produktlösung (320–360 g/l) und der damit verbundene hohe Dampfverbrauch für dessen Aufkonzentrierung vor der Kristallisation des fertigen Produkts. Das technisch am nächsten kommende Verfahren ist die Methode zur Gewinnung von Natriumnitrat aus Nitrit-Nitrat-Lösungen durch Invertieren dieser mit Salpetersäure (M.A. Miniovich, V.M. Miniovich. Salze salpetriger Säure. - M.: Chemie, 1997, S. 100-101) . Der Nachteil dieser Methode ist die Notwendigkeit der gleichzeitigen Herstellung von Natriumnitrit und die Verwendung teurer Platinkatalysatoren für die Umwandlung von Ammoniak in Stickoxide. Ziel dieser vorgeschlagenen Erfindung ist die Entwicklung eines Verfahrens zur Herstellung von Natriumnitrat aus Nitrit-Nitrat-Lösungen ohne die Produktion von Natriumnitrit, dessen Nachfrage stark saisonabhängig ist, sowie die Verwendung von Salpetersäure zur Produktion von Stickoxiden bei der Inversion statt der katalytischen Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff. Dieses Ziel wird dadurch erreicht, dass nach der Stufe der Ammoniakoxidation mit Luftsauerstoff, der Abkühlung nitroser Gase und deren Absorption mit einer Soda- oder Natronlauge die Nitrit-Nitrat-Lösung verdampft wird, ohne die feste Phase zu einem Gesamtsalz zu isolieren Gehalt von 750-900 g/l und zur Inversion geschickt. Wenn eine Lösung mit nicht konzentrierter Salpetersäure gemischt wird, läuft intensiv eine bekannte Reaktion ab: 3NaNO 2 + 2HNO 3 = 3NaNO 3 + 2NO + H 2 O. Das Verhältnis der Ströme von Salpetersäure und einer Lösung von Nitrit-Nitrat Salze, bei denen die Salzsumme 750–900 g/l beträgt, wird so gehalten, dass der Säuregehalt der Zwischenproduktionslösung im Bereich von 30–80 g/l HNO 3 liegt. Die entstehenden Stickoxide werden in der Inversionskolonne mit Luft abgeblasen. Da die Inversion in Gegenwart einer erhöhten Natriumnitritkonzentration durchgeführt wird, werden die Inversionsgase vor Eintritt in die Absorptionsstufe mit zusätzlicher Luft verdünnt. Bei der Absorption werden sie von einer zirkulierenden Lösung absorbiert, die überschüssige Alkalität in Form von Soda oder Natriumhydroxid enthält. Dabei entstehen wieder Natriumnitrit und Nitrat. Die Zeichnung zeigt schematisch die Durchführung des Verfahrens zur Herstellung von Natriumnitrat. Der Start des technologischen Schemas erfolgt auf traditionelle Weise: Die Zündung des Kontaktapparates erfolgt in der Ammoniak-Umwandlungsstufe, für die Ammoniakgas und Luft verwendet werden. Lachgase passieren einen Abhitzekessel, wo sie auf 200–220 °C abgekühlt werden und gelangen in einen Absorber, der mit einer zirkulierenden Nitrit-Nitrat-Lösung gespült wird, die eine überschüssige Menge Soda oder Natronlauge enthält. Diese Lösung (die Salzsumme beträgt 320–400 g/l) wird regelmäßig zur Eindampfung gebracht, wobei durch die Eindampfung die Salzsumme (NaNO 2 + NaNO 3 + Na 2 CO 3) auf 750–900 g/l ansteigt. Die Temperatur der eingedampften Lösung wird zwischen 70 und 90 °C gehalten, um eine Ausfällung der festen Phase zu verhindern. Diese Lösung wird zu einer kontinuierlichen Inversionsreaktorsäule geleitet, in die gleichzeitig nicht konzentrierte Salpetersäure mit 56–58 Gew.-% HNO 3 dosiert wird. Das Verhältnis der Ströme von Salpetersäure und einer Lösung von Nitrit-Nitrat-Salzen wird so gewählt, dass in der Kolonne ein saures Milieu aufrechterhalten wird und die Zwischenproduktlösung einen Säuregehalt von 30–80 g/l HNO 3 aufweist. Dem Reaktor wird kontinuierlich Luft zugeführt, die neben einer verbesserten Durchmischung der Reagenzien auch die Entfernung nitroser Gase aus der Reaktionszone gewährleistet. Die saure Natriumnitrat-Zwischenlösung wird zu einem Neutralisator geleitet, wo sie durch Mischen mit einer Soda- oder Natronlaugelösung auf einen pH-Wert von 8–10 neutralisiert wird. Die invertierten nitrosen Gase werden mit zusätzlicher Luft verdünnt und einer Absorptionskolonne zugeführt. Nach der Ansammlung einer bestimmten Menge an Nitrit-Nitrat-Lösungen wird die Kontaktabteilung gestoppt und die Produktion von Natriumnitrat wird aufgrund der Inversion nitroser Gase fortgesetzt. Wie aus der obigen Reaktion hervorgeht, ist in diesem Fall Salpetersäure der Stickoxiddonor und der Prozess läuft weiter, solange das Reduktionsmittel Natriumnitrit im System vorhanden ist. Da Natriumnitrit aufgebraucht ist und die Konzentration an nitrosen Gasen abnimmt, wird es notwendig, eine Kontaktoxidation von Ammoniak anzuschließen. Die resultierende Produktlösung von Natriumnitrat wird nach einem bekannten Verfahren durch Eindampfen, Kristallisieren und Abtrennen von Natriumnitrat und anschließendes Trocknen zu einem Salzprodukt verarbeitet. Recycelte Mutterlaugen werden nach der Anreicherung von Verunreinigungen (Cl-Ionen) im Prozess der Umwandlung von Kaliumnitrat aus Kaliumchlorid verwendet.

Formel der Erfindung

1. Verfahren zur Herstellung von Natriumnitrat, einschließlich Oxidation von Ammoniak mit Luftsauerstoff, Abkühlung nitroser Gase, deren Absorption mit einer Soda- oder Natronlaugelösung, Eindampfung der resultierenden Nitrit-Nitrat-Lösungen, Inversion von Natriumnitrit mit Salpetersäure bei einer Temperatur von 70–90 °C unter Rückführung der Inversionsgase in die Stufe Absorption, Neutralisation der Zwischenlösung von Natriumnitrat, Eindampfung, Kristallisation und Trocknung des Endprodukts, dadurch gekennzeichnet, dass Nitrit-Nitrat-Lösungen vollständig eingedampft werden Salzkonzentration von 750–900 g/l ohne Isolierung der festen Phase werden zur Inversion geschickt und der Säuregehalt der Zwischenlösung wird bei 30–80 g/l HNO 3 gehalten, und die Inversionsgase werden mit Luft verdünnt, bevor sie zur Absorption zurückgeführt werden Bühne. 2. Verfahren nach Anspruch 1, dadurch gekennzeichnet, dass die Ammoniak-Oxidationsstufe periodisch zugeschaltet wird, während Natriumnitrit in Inversion verarbeitet wird und die Konzentration an nitrosen Inversionsgasen abnimmt.

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Die Erfindung betrifft das Gebiet des Recyclings von Bestandteilen flüssiger Raketentreibstoffe, insbesondere die Verarbeitung spezieller Nitromischungen, die ein Oxidationsmittel für Raketentreibstoffe sind, zu Düngemitteln und Salzen

Die Erfindung betrifft ein Verfahren zur Herstellung von Nitrat Alkalimetall und Alkalimetallphosphat darin technologischer Prozess aus Phosphat-Rohstoffen und Nitrat-Rohstoffen, umfassend die folgenden Schritte: a) Wechselwirkung von Phosphat-Rohstoffen mit Nitrat-Rohstoffen zu einem wässrigen Nitrophosphat-Reaktionsgemisch, gefolgt von optionaler Feststoffabtrennung, b) Einbringen eines wässrigen Nitrophosphat-Reaktionsgemisches bis zur Stufe des ersten Ionenaustauschs, der in Gegenwart gesättigter Alkalimetallionen eines Kationenaustauscherharzes durchgeführt wird, um in der Reaktionsmischung vorhandene Kationen gegen im Harz vorhandene Alkalimetallionen auszutauschen, um einen mit Alkalimetallionen angereicherten Strom zu erhalten , c) zunächst Kristallisieren des in Schritt (b) erhaltenen Stroms unter den Bedingungen, die eine Kristallisation des Alkalinitrats gewährleisten und das kristallisierte Alkalinitrat von der Mutterlösung abtrennen, d) Einleiten der in Schritt (c) gebildeten Mutterlösung ) bis zur Stufe des zweiten Ionenaustauschs, der in Gegenwart eines mit Alkalimetallionen gesättigten Kationenaustauschharzes durchgeführt wird, zum Austausch von in der Mutterlauge vorhandenen Kationen gegen die im Harz vorhandenen Alkalimetallionen, um ein Phosphat zu erzeugen enthaltenden Strom, der mit Alkalimetallionen angereichert ist, und e) Unterwerfen des in Schritt (d) erhaltenen Stroms einer zweiten Kristallisation unter Bedingungen, die die Kristallisation des Alkalimetallphosphats ermöglichen, und Abtrennen des kristallisierten Alkalimetallphosphats von der Mutterlauge

Die Erfindung betrifft die Herstellung von Salpetersäuresalzen

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Lachgas zu Hause herstellen

Es gibt verschiedene Möglichkeiten, an Lachgas zu gelangen. Die zu Hause am besten zugängliche Methode ist die Methode von G. Davy – die thermische Zersetzung von Ammoniumnitrat (Ammoniumnitrat) gemäß der Reaktion:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O.

Unter Laborbedingungen ist es bequemer, Sulfaminsäure mit Salpetersäure zu erhitzen:

NH 2 SO 2 OH + HNO 3 (73 %) = N 2 O + H 2 SO 4 + H 2 O.

Sulfamin- und Salpetersäure sind jedoch schwieriger zu gewinnen, daher konzentrieren wir uns auf die Zersetzung von Ammoniumnitrat. Die Zersetzung von Ammoniumnitrat wird übrigens zur Synthese von Lachgas im industriellen Maßstab genutzt.

Beim Erhitzen von Ammoniumnitrat finden mehrere Reaktionen statt. Hier finden Sie Auszüge aus dem Buch L.I. Bagal Chemie und Technologie der Sprengstoffzündung (1975)

Wenn Ammoniumnitrat leicht über seinen Schmelzpunkt erhitzt wird (trockenes Ammoniumnitrat schmilzt bei 169,6 °C), zersetzt es sich entsprechend der Reaktion

NH 4 NO 3 NH 3 + HNO 3 (1)
<...>

Die Zersetzungsreaktion zu Lachgas und Wasser wurde von Berthelot, Thomsen und Velay untersucht. Die ersten beiden Forscher stellten fest, dass die Reaktion exotherm war

NH 4 NO 3 => N 2 O + 2H 2 O + 8,8 kcal (2)

Die Hauptreaktionen der Ammoniumnitratzersetzung bei Temperaturen bis zu 270 °C sind (1) und (2). Geschmolzenes Ammoniumnitrat kann beim Erhitzen über 250–260 °C Stickoxide, Stickstoff und Wasser freisetzen:

NH 4 NO 3 => 0,5N 2 + NO + 2H 2 O
4NH 4 NO 3 => 3N 2 + N 2 O 4 + 8H 2 O
3NH 4 NO 3 => 2N 2 + N 2 O 3 + 6H 2 O

Saunders (1922) kam aufgrund der Ergebnisse der Gasanalyse zu dem Schluss, dass die wichtigsten Zersetzungsreaktionen bei Temperaturen bis zu 260 °C (1) und (2) sowie die Reaktion sind

5NH 3 + 3HNO 3 => 4N 2 + 9H 2 O

Seiner Meinung nach verläuft die Zersetzung bei einer Explosion entsprechend der Reaktion

8NH 4 NO 3 => 16H 2 O + 2NO 2 + 4NO + 5N 2
<...>

Für den normalen Prozess der Lachgasbildung durch Zersetzung von Ammoniumnitrat sind dessen Temperaturregime und Reinheitsgrad von außerordentlicher Bedeutung.

Wie aus den obigen Daten hervorgeht, zersetzt sich Ammoniumnitrat beim Erhitzen auf 240–250 °C unter Bildung von Lachgas und Wasser. Allerdings enthält das entstehende „Rohgas“ auch bei dieser Temperatur Salpetersäuredampf, Stickoxide NO und NO 2, Ammoniak, Chlor (aufgrund von Chloridverunreinigungen), Stickstoff und „Nebel“ aus sublimiertem Ammoniumnitrat. Es ist klar, dass eine solche Mischung nicht inhaliert werden kann (wenn man auf die Idee kommt, Davys Experimente zu wiederholen), da sie tödlich! Wenn die Flasche außerdem mit einem Gummistopfen verschlossen ist, zerfällt sie auch nach kurzfristigem Gebrauch allmählich (unter Bildung völlig harmloser Produkte).

Daher sieht die Methode zur Herstellung von Lachgas durch Erhitzen von Ammoniumnitrat in einer Bratpfanne aus (die oft von „Gurus“ empfohlen wird, um die „Laien“ zum Lachen zu bringen). Best-Case-Szenario wie schwarzer Humor.

Kommen wir zur Installation. Ammoniumnitrat wird in einem Wurtzkolben unter leichtem Erhitzen zersetzt. Besser ist es, ein Thermometer zu verwenden, bei Bedarf kann man aber auch darauf verzichten. Erfahrungsgemäß empfiehlt sich eine Erwärmung auf etwa 220 °C, wobei ein leichtes „Sieden“ der Schmelze zu beobachten ist. Das entstehende „Rohgas“ zur Reinigung wird zunächst durch eine eisgekühlte Falle geleitet, um mit Salpetersäure vermischtes destilliertes Wasser aufzufangen. Als nächstes strömt das Gas durch einen Drexel-Kolben mit einer Eisensulfatlösung; es dient auch als eine Art Indikator für die Geschwindigkeit der Gasfreisetzung. Anschließend wird das Gas in einer improvisierten Waschmaschine (mit porösem Spray) mit einer Lösung von 5-7 % Alkali (Natrium- oder Kaliumhydroxid) gewaschen, wo es von NO 2, Salpetersäure und Chlor befreit wird. Und schließlich wird in der dritten Wäsche mit einem porösen Spray, in das eine Lösung von Eisen(II)sulfat gegossen wird, Lachgas von NO und Spuren verbleibender Verunreinigungen befreit. Danach enthält das Gas Lachgas mit etwas Wasser und Stickstoff sowie Spuren von NO 2 und NO.

Es sollte daran erinnert werden, dass die Reinigung von Lachgas gegeben werden sollte, wenn es zur Wiederholung von Davys Experimenten verwendet wird besondere Aufmerksamkeit , sonst ist das Gas giftig.

Als Reaktionsbeladung wurde Ammoniumnitratdünger (Ammoniumnitrat) verwendet.