Application d'azote et de ses composés. Les nitrates, leur production et leurs propriétés

L'acide nitrique est un acide fort. Ses sels - nitrates- obtenu par action de HNO 3 sur des métaux, oxydes, hydroxydes ou carbonates. Tous les nitrates sont hautement solubles dans l'eau. L'ion nitrate ne s'hydrolyse pas dans l'eau.

Sels acide nitrique lorsqu'ils sont chauffés, ils se décomposent de manière irréversible et la composition des produits de décomposition est déterminée par le cation :

a) nitrates de métaux situés dans la série de tension à gauche du magnésium :

b) nitrates de métaux situés dans la plage de tension entre le magnésium et le cuivre :

c) nitrates de métaux situés dans la série de tension à droite du mercure :

d) nitrate d'ammonium :

Nitrates dans solutions aqueuses ne montre pratiquement pas propriétés oxydantes, mais à haute températureà l'état solide, ce sont des agents oxydants puissants, par exemple lors de la fusion de solides :

Le zinc et l'aluminium en solution alcaline réduisent les nitrates en NH 3 :

Les nitrates sont largement utilisés comme engrais. De plus, presque tous les nitrates sont très solubles dans l'eau, il y en a donc extrêmement peu dans la nature sous forme de minéraux ; les exceptions sont le nitrate chilien (sodium) et le nitrate indien (nitrate de potassium). La plupart des nitrates sont obtenus artificiellement.

L'azote liquide est utilisé comme réfrigérant et pour la cryothérapie. En pétrochimie, l’azote est utilisé pour purger les réservoirs et les canalisations, vérifier le fonctionnement des canalisations sous pression et augmenter la production des champs. Dans le secteur minier, l'azote peut être utilisé pour créer un environnement antidéflagrant dans les mines et pour élargir les couches rocheuses.

Un domaine d'application important de l'azote est son utilisation pour la synthèse ultérieure d'une grande variété de composés contenant de l'azote, tels que l'ammoniac, les engrais azotés, les explosifs, les colorants, etc. De grandes quantités d'azote sont utilisées dans la production de coke (« sec trempe du coke ») lors du déchargement du coke des batteries de fours à coke, ainsi que pour le « pressage » du carburant dans les fusées depuis les réservoirs vers les pompes ou les moteurs.

Dans l'industrie agroalimentaire, l'azote est enregistré comme additif alimentaire E941, en tant que milieu gazeux pour l'emballage et le stockage, un réfrigérant et de l'azote liquide sont utilisés lors de la mise en bouteille d'huiles et de boissons non gazeuses pour créer une surpression et un environnement inerte dans des récipients souples.

Les chambres des pneus des trains d’atterrissage des avions sont remplies d’azote gazeux.

31. Phosphore – production, propriétés, application. Allotropie. Phosphine, sels de phosphonium – préparation et propriétés. Phosphures métalliques, préparation et propriétés.

Phosphore- élément chimique du 15ème groupe de la troisième période tableau périodique D. I. Mendeleïev ; a le numéro atomique 15. L'élément fait partie du groupe pnictogène.

Le phosphore est obtenu à partir d'apatites ou de phosphorites suite à une interaction avec du coke et de la silice à une température d'environ 1600°C :

Les vapeurs de phosphore résultantes se condensent dans le récepteur sous une couche d'eau en une modification allotropique sous forme de phosphore blanc. Au lieu des phosphorites, pour obtenir du phosphore élémentaire, d'autres composés inorganiques du phosphore peuvent être réduits avec du charbon, par exemple l'acide métaphosphorique :

Propriétés chimiques le phosphore sont largement déterminés par sa modification allotropique. Le phosphore blanc est très actif : lors du processus de transition vers le phosphore rouge et noir, l'activité chimique diminue. Le phosphore blanc présent dans l'air, lorsqu'il est oxydé par l'oxygène de l'air à température ambiante, émet de la lumière visible ; la lueur est due à la réaction de photoémission d'oxydation du phosphore.

Le phosphore est facilement oxydé par l'oxygène :

(avec excès d'oxygène)

(avec oxydation lente ou manque d'oxygène)

Il interagit avec de nombreuses substances simples - halogènes, soufre, certains métaux, présentant des propriétés oxydantes et réductrices : avec les métaux - un agent oxydant, forme des phosphures ; avec des non-métaux - un agent réducteur.

Le phosphore ne se combine pratiquement pas avec l'hydrogène.

Dans les solutions froides concentrées d'alcalis, la réaction de dismutation se produit également lentement :

Des agents oxydants puissants convertissent le phosphore en acide phosphorique :

La réaction d'oxydation du phosphore se produit lorsque les allumettes sont allumées ; le sel de Berthollet agit comme un agent oxydant :

Le plus chimiquement actif, toxique et inflammable est le phosphore blanc (« jaune »), c'est pourquoi il est très souvent utilisé (dans les bombes incendiaires, etc.).

Le phosphore rouge est la principale modification produite et consommée par l'industrie. Il est utilisé dans la production d'allumettes, d'explosifs, de compositions incendiaires, de divers types de carburants, ainsi que de lubrifiants extrême pression, comme getter dans la production de lampes à incandescence.

Dans des conditions normales, le phosphore élémentaire existe sous la forme de plusieurs modifications allotropiques stables. Toutes les modifications allotropiques possibles du phosphore n’ont pas encore été entièrement étudiées (2016). Traditionnellement, on distingue quatre modifications : le phosphore blanc, rouge, noir et métallique. Parfois, on les appelle aussi principal modifications allotropiques, ce qui implique que toutes les autres modifications décrites sont un mélange de ces quatre. Dans des conditions standards, seules trois modifications allotropiques du phosphore sont stables (par exemple, le phosphore blanc est thermodynamiquement instable (état quasi-stationnaire) et se transforme au fil du temps dans des conditions normales en phosphore rouge). Dans des conditions d'ultra-hautes pressions, la forme métallique de l'élément est thermodynamiquement stable. Toutes les modifications diffèrent par la couleur, la densité et d'autres caractéristiques physiques et chimiques, notamment l'activité chimique. Lorsque l’état d’une substance passe à une modification plus stable thermodynamiquement, l’activité chimique diminue, par exemple lors de la transformation séquentielle du phosphore blanc en rouge, puis du rouge en noir (métallique).

Phosphine (phosphure d'hydrogène, phosphure d'hydrogène, hydrure de phosphore, phosphane PH 3) est un gaz incolore et toxique (dans des conditions normales) avec une odeur spécifique de poisson pourri.

La phosphine est obtenue en faisant réagir du phosphore blanc avec un alcali chaud, par exemple :

Il peut également être obtenu en traitant les phosphures avec de l'eau ou des acides :

Lorsqu'il est chauffé, le chlorure d'hydrogène réagit avec le phosphore blanc :

Décomposition de l'iodure de phosphonium :

Décomposition de l'acide phosphonique :

ou le restaurer :

Propriétés chimiques.

La phosphine est très différente de son homologue l’ammoniac. Son activité chimique est supérieure à celle de l'ammoniac ; il est peu soluble dans l'eau, car sa base est beaucoup plus faible que l'ammoniac. Cette dernière s'explique par le fait que les liaisons H – P sont faiblement polarisées et que l'activité du doublet libre d'électrons dans le phosphore (3s 2) est inférieure à celle de l'azote (2s 2) dans l'ammoniac.

En l'absence d'oxygène, lorsqu'il est chauffé, il se décompose en éléments :

s'enflamme spontanément dans l'air (en présence de vapeurs de diphosphine ou à des températures supérieures à 100 °C) :

Présente de fortes propriétés réparatrices :

Lorsqu'elle interagit avec de puissants donneurs de protons, la phosphine peut produire des sels de phosphonium contenant l'ion PH 4 + (similaire à l'ammonium). Les sels de phosphonium, substances cristallines incolores, sont extrêmement instables et s'hydrolysent facilement.

Les sels de phosphonium, comme la phosphine elle-même, sont de puissants agents réducteurs.

Phosphures- composés binaires du phosphore avec d'autres composés moins électronégatifs éléments chimiques, dans lequel le phosphore présente un état d'oxydation négatif.

La plupart des phosphures sont des composés de phosphore avec des métaux typiques, obtenus par interaction directe de substances simples :

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

Le phosphure de bore peut être obtenu soit par interaction directe de substances à une température d'environ 1 000 °C, soit par réaction du trichlorure de bore avec le phosphure d'aluminium :

BCl 3 + AlP → BP + AlCl 3 (950 °C)

Les phosphures métalliques sont des composés instables qui se décomposent avec l'eau et les acides dilués. Cela produit de la phosphine et, en cas d'hydrolyse, de l'hydroxyde métallique ; en cas d'interaction avec des acides, des sels.

Ca 3 P 2 + 6H 2 O → 3Ca(OH) 2 + 2PH 3

Ca 3 P 2 + 6HCl → 3CaCl 2 + 2PH 3

Lorsqu'ils sont chauffés modérément, la plupart des phosphures se décomposent. Fond sous la pression excessive de la vapeur de phosphore.

Le phosphure de bore BP, au contraire, est un réfractaire (point de fusion 2000 °C, avec décomposition), une substance très inerte. Il se décompose uniquement avec des acides oxydants concentrés et réagit lorsqu'il est chauffé avec de l'oxygène, du soufre et des alcalis pendant le frittage.

32. Oxydes de phosphore - structure des molécules, préparation, propriétés, application.

Le phosphore forme plusieurs oxydes. Les plus importants d'entre eux sont l'oxyde de phosphore (V) P 4 O 10 et l'oxyde de phosphore (III) P 4 O 6. Souvent, leurs formules sont écrites sous une forme simplifiée - P 2 O 5 et P 2 O 3. La structure de ces oxydes conserve la disposition tétraédrique des atomes de phosphore.

Oxyde de phosphore (III) P 4 O 6- une masse cristalline cireuse qui fond à 22,5°C et se transforme en un liquide incolore. Toxique.

Une fois dissous dans eau froide forme de l'acide phosphoreux :

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

et lors de la réaction avec des alcalis - les sels correspondants (phosphites).

Agent réducteur puissant. Lorsqu'il interagit avec l'oxygène, il est oxydé en P 4 O 10.

L'oxyde de phosphore (III) est obtenu par oxydation du phosphore blanc en l'absence d'oxygène.

Oxyde de phosphore (V) P 4 O 10- poudre cristalline blanche. Température de sublimation 36°C. Il présente plusieurs modifications, dont l'une (dite volatile) a la composition P 4 O 10. Le réseau cristallin de cette modification est composé de molécules P 4 O 10 reliées les unes aux autres par de faibles forces intermoléculaires, qui se brisent facilement lorsqu'elles sont chauffées. D'où la volatilité de cette variété. D'autres modifications sont polymères. Ils sont formés de couches infinies de tétraèdres PO 4.

Lorsque le P 4 O 10 interagit avec l'eau, de l'acide phosphorique se forme :

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

Étant un oxyde acide, P 4 O 10 réagit avec les oxydes et hydroxydes basiques.

Il se forme lors de l'oxydation à haute température du phosphore en présence d'un excès d'oxygène (air sec).

En raison de son hygroscopique exceptionnelle, l'oxyde de phosphore (V) est utilisé en laboratoire et dans la technologie industrielle comme agent de séchage et de déshydratation. Dans son effet desséchant, il surpasse toutes les autres substances. L'eau chimiquement liée est éliminée de l'acide perchlorique anhydre pour former son anhydride :

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

Le P 4 O 10 est utilisé comme dessicant pour les gaz et les liquides.

Largement utilisé en synthèse organique dans les réactions de déshydratation et de condensation.

Le nitrate est le nom donné aux sels de nitrate (nitrates) d'ammonium, de sodium, de calcium et de potassium. Ils sont principalement utilisés en agriculture, comme engrais minéraux, et dans production industrielle produits pyrotechniques et explosifs.

Le nitrate de potassium est considéré comme un engrais très précieux, car il contient simultanément deux substances importantes pour la vie végétale : l'azote et le potassium. Mais, en même temps, le nitrate de potassium est à la base de la poudre noire et est tout simplement irremplaçable dans la fabrication de diverses pièces pyrotechniques. Cependant, les expériences menées par des artisans locaux pour créer des fusées, des bombes fumigènes et autres « explosifs » se terminent souvent de manière très désastreuse. Ainsi, la vente de nitrate de potassium dans Dernièrement est limité et avec l'arrivée du printemps, les résidents d'été sont de plus en plus obligés de réfléchir à la manière de fabriquer eux-mêmes du salpêtre. Nos conseils s'adressent aux jardiniers amateurs qui utilisent le nitrate de potassium exclusivement à des fins pacifiques.

Comment faire du nitrate de potassium

1. Achetez du carbonate de potassium, également connu sous le nom de potasse, et du nitrate d'ammonium à la quincaillerie.
2. Dissolvez-les séparément dans de l'eau tiède, de préférence distillée. Utiliser des parts égales en poids de réactifs. Mélangez les deux solutions dans un récipient inutile, en versant la solution de potasse dans la solution de nitrate d'ammonium.
3. Placez la poêle sur feu doux. La casserole doit être suffisamment grande car lors de la réaction, le mélange mousse et augmente de volume. Remuez régulièrement le mélange. Bientôt, du gaz ammoniac avec une odeur caractéristique forte commencera à s'en dégager - cela signifie que la réaction a commencé. En raison de l'odeur âcre du gaz, il est préférable d'effectuer le processus à l'extérieur ou à l'intérieur avec une bonne ventilation.
4. Une fois le dégagement de gaz arrêté, retirez la casserole du feu et laissez-la dans un endroit frais pendant une journée. Après cela, de gros cristaux de nitrate de potassium en forme d'aiguille se forment au fond, qui ne peuvent être éliminés qu'en égouttant le liquide et séchés.

Le nitrate d'ammonium est l'un des engrais les plus courants ; il est appliqué lors du semis de presque toutes les cultures agricoles, tant les céréales que les légumes, et est également utilisé comme pansement supérieur pour les plantes adultes. Dans l'exploitation minière, le nitrate d'ammonium est largement utilisé comme composant principal des explosifs puissants - ammonal, ammonite ou ammotol. Le nitrate d'ammonium est vendu dans toutes les quincailleries des rayons « Engrais », où il peut être facilement acheté. Fabriquer du nitrate d'ammonium dans des conditions artisanales est extrêmement dangereux et totalement peu rentable ! Vous pouvez essayer de le synthétiser vous-même uniquement à petites doses, en respectant toutes les règles de sécurité, à des fins pédagogiques.

Comment fabriquer du nitrate d'ammonium

1. À la quincaillerie, vous devez acheter : de l'ammoniaque, du sulfate de cuivre, du nitrate de calcium.
2. Mélangez de l'ammoniaque avec du sulfate de cuivre jusqu'à obtenir couleur bleue solution. À la suite de la réaction de substitution, nous obtenons de l'hydroxyde de cuivre précipité et du sulfate d'ammonium restant en solution.
3. Égouttez la solution de sulfate d'ammonium des sédiments et mélangez-la avec du nitrate de calcium. Nous obtenons ainsi du sulfate de calcium sous forme de précipité et d'une solution contenant notre nitrate d'ammonium.

Nous avons décrit les principales méthodes d'obtention du salpêtre, et c'est à vous de décider ce que l'on peut fabriquer à partir du salpêtre produit à la maison.

L'invention concerne la production de sels d'acide nitrique. L'essence de la méthode est que les solutions de nitrite-nitrate obtenues par absorption d'oxydes d'azote avec de la soude ou de la soude caustique sont évaporées jusqu'à une concentration totale en sel de 750 à 900 g/l sans isoler la phase solide et à une température de 70 à 90 o. C sont envoyés pour inversion, inversion les gaz sont dilués avec de l'air et renvoyés à l'étape d'absorption, et la séparation par contact de l'ammoniac pour produire des gaz nitreux est activée périodiquement à mesure que le nitrite de sodium est traité, et les solutions de produits de nitrate de sodium sont transformées en un produit salin d'une manière connue, comprenant la cristallisation et le séchage du produit. Le résultat technique est que le procédé permet d'obtenir du nitrate de sodium sans produire de nitrite de sodium, et également d'utiliser l'acide nitrique comme donneur d'oxydes d'azote lors de l'étape d'inversion à la place de l'oxydation catalytique de l'ammoniac. 1 salaire f-ly, 1 malade.

L'invention concerne industrie chimique et peut être utilisé dans les entreprises produisant des sels d'acide nitrique. Il existe une méthode connue pour produire du nitrate de sodium en neutralisant une solution de soude et (ou) d'hydroxyde de sodium avec de l'acide nitrique (V.A. Klevke, N.N. Polyakov, L.Z. Arsenyeva. Technologie des engrais azotés. - M. : Goskhimizdat, 1956, p. 94 ; Brevet RF 2159738 du 3 décembre 1999. Procédé de production de nitrate de sodium). L'inconvénient des procédés connus est la faible concentration de nitrate de sodium dans la solution de produit (320 à 360 g/l) et la consommation élevée de vapeur associée pour sa concentration avant la cristallisation du produit fini. L'essence technique la plus proche est la méthode d'obtention de nitrate de sodium à partir de solutions de nitrite-nitrate en inversant ces dernières avec de l'acide nitrique (M.A. Miniovich, V.M. Miniovich. Sels d'acide nitreux. - M. : Chemistry, 1997, pp. 100-101 ) . L'inconvénient de cette méthode est la nécessité de produire simultanément du nitrite de sodium et l'utilisation de catalyseurs au platine coûteux pour la conversion de l'ammoniac en oxydes d'azote. L'objectif de cette invention proposée est de développer un procédé de production de nitrate de sodium à partir de solutions nitrite-nitrate sans production de nitrite de sodium, dont la demande est hautement saisonnière, ainsi que l'utilisation d'acide nitrique pour produire des oxydes d'azote à l'inversion. étape au lieu de l'oxydation catalytique de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air. Ce but est atteint grâce au fait qu'après l'étape d'oxydation de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air, le refroidissement des gaz nitreux, leur absorption par une solution de soude ou de soude caustique, la solution nitrite-nitrate s'évapore sans isoler la phase solide jusqu'à un sel total. teneur de 750 à 900 g/l et envoyé pour inversion. Lorsqu'une solution est mélangée avec de l'acide nitrique non concentré, une réaction bien connue se produit intensément : 3NaNO 2 + 2HNO 3 = 3NaNO 3 + 2NO + H 2 O. Le rapport des flux d'acide nitrique et d'une solution de nitrite-nitrate des sels, dans lesquels la somme des sels est de 750 à 900 g/l, est maintenue de telle manière que l'acidité de la solution de production intermédiaire se situe dans la plage de 30 à 80 g/l de HNO 3 . Les oxydes d'azote résultants sont soufflés avec de l'air dans la colonne d'inversion. L'inversion étant réalisée en présence d'une concentration accrue de nitrite de sodium, les gaz d'inversion sont dilués avec de l'air supplémentaire avant d'entrer dans l'étape d'absorption. Lors de l'absorption, ils sont absorbés par une solution circulante contenant un excès d'alcalinité sous forme de soude ou d'hydroxyde de sodium. Dans ce cas, du nitrite et du nitrate de sodium se forment à nouveau. Le dessin montre un schéma de mise en œuvre du procédé de production de nitrate de sodium. Le démarrage du schéma technologique s'effectue de manière traditionnelle : l'appareil de contact est allumé lors de l'étape de conversion de l'ammoniac, pour laquelle du gaz ammoniac et de l'air sont utilisés. Les gaz nitreux traversent une chaudière de récupération de chaleur, où ils sont refroidis à 200-220 ° C et pénètrent dans un absorbeur irrigué par une solution de nitrite-nitrate en circulation contenant une quantité excessive de soude ou de soude caustique. Cette solution (la somme des sels est de 320 à 400 g/l) est périodiquement évaporée, où par évaporation la somme des sels (NaNO 2 + NaNO 3 + Na 2 CO 3) augmente jusqu'à 750-900 g/l. La température de la solution évaporée est maintenue entre 70 et 90 °C pour empêcher la précipitation de la phase solide. Cette solution est envoyée vers une colonne de réacteur à inversion continue, dans laquelle de l'acide nitrique non concentré contenant 56 à 58 % en poids de HNO 3 est simultanément dosé. Le rapport des flux d'acide nitrique et d'une solution de sels nitrites-nitrates est choisi de telle sorte qu'un environnement acide soit maintenu dans la colonne et que la solution de produit intermédiaire ait une acidité de 30 à 80 g/l de HNO 3 . De l'air est fourni en permanence au réacteur, ce qui, en plus d'améliorer le mélange des réactifs, assure l'élimination des gaz nitreux de la zone réactionnelle. La solution acide intermédiaire de nitrate de sodium est envoyée vers un neutraliseur, où elle est neutralisée à un pH de 8-10 par mélange avec une solution de soude ou de soude caustique. Les gaz nitreux inversés sont dilués avec de l'air supplémentaire et envoyés vers une colonne d'absorption. Après l'accumulation d'une certaine quantité de solutions nitrite-nitrate, le service de contact est arrêté et la production de nitrate de sodium se poursuit grâce à l'inversion des gaz nitreux. Dans ce cas, comme le montre la réaction ci-dessus, le donneur d'oxyde nitrique est l'acide nitrique et le processus se poursuit tant que l'agent réducteur nitrite de sodium est présent dans le système. À mesure que le nitrite de sodium s'épuise et que la concentration des gaz nitreux diminue, il devient nécessaire de connecter l'oxydation par contact de l'ammoniac. La solution de nitrate de sodium résultante est transformée en un produit salin selon un procédé connu par évaporation, cristallisation et séparation du nitrate de sodium, suivi d'un séchage. Les liqueurs mères recyclées, après accumulation d'impuretés (ions Cl), sont utilisées dans le processus de conversion du nitrate de potassium en chlorure de potassium.

Réclamer

1. Procédé de production de nitrate de sodium, comprenant l'oxydation de l'ammoniac avec l'oxygène de l'air, le refroidissement des gaz nitreux, leur absorption avec une solution de soude ou de soude caustique, l'évaporation des solutions nitrite-nitrate résultantes, l'inversion du nitrite de sodium avec de l'acide nitrique à une température de 70-90 o C avec retour des gaz d'inversion à l'étape d'absorption, neutralisation de la solution intermédiaire de nitrate de sodium, évaporation, cristallisation et séchage du produit fini, caractérisé en ce que les solutions nitrite-nitrate s'évaporent jusqu'à un total une concentration en sel de 750 à 900 g/l sans isoler la phase solide est envoyée à l'inversion et l'acidité de la solution intermédiaire est maintenue à 30 à 80 g/l de HNO 3, et les gaz d'inversion sont dilués avec de l'air avant de retourner à l'absorption. scène. 2. Procédé selon la revendication 1, caractérisé en ce que l'étape d'oxydation de l'ammoniac est activée périodiquement au fur et à mesure du traitement du nitrite de sodium en inversion et que la concentration des gaz nitreux d'inversion diminue.

Brevets similaires :

L'invention concerne le domaine du recyclage de composants de carburants liquides pour fusées, en particulier la transformation de mélanges nitro spéciaux, qui sont un oxydant du carburant de fusée, en engrais et en sels.

L'invention concerne un procédé de production de nitrate métal alcalin et du phosphate de métal alcalin dans le même processus technologiqueà partir de matières premières phosphatées et de matières premières nitrate, comprenant les étapes suivantes : a) interaction de matières premières phosphates avec des matières premières nitrate pour former un mélange réactionnel aqueux de nitrophosphate, suivie d'une séparation éventuelle de la matière solide, b) introduction d'un mélange réactionnel aqueux de nitrophosphate à l'étape du premier échange d'ions, réalisée en présence d'ions de métaux alcalins saturés d'une résine échangeuse de cations pour échanger les cations présents dans le mélange réactionnel contre des ions de métaux alcalins présents dans la résine pour obtenir un flux enrichi en ions de métaux alcalins , c) d'abord cristalliser le flux obtenu à l'étape (b) dans les conditions assurant la cristallisation du nitrate de métal alcalin, et séparation du nitrate de métal alcalin cristallisé de la solution mère, d) introduction de la solution mère formée à l'étape (c ) à l'étape du deuxième échange d'ions, réalisée en présence d'une résine échangeuse de cations saturée en ions alcalins, pour l'échange des cations, présents dans la liqueur mère, vers les ions alcalins présents dans la résine pour produire un phosphate contenant un flux enrichi en ions de métal alcalin, et e) soumettre le flux obtenu à l'étape (d) à une seconde cristallisation dans des conditions permettant la cristallisation du phosphate de métal alcalin, et séparer le phosphate de métal alcalin cristallisé de la liqueur mère

L'invention concerne la production de sels d'acide nitrique

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Fabriquer du protoxyde d'azote à la maison

Il existe plusieurs façons d’obtenir du gaz hilarant. La plus accessible à la maison est la méthode de G. Davy - la décomposition thermique du nitrate d'ammonium (nitrate d'ammonium) selon la réaction :

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

Dans des conditions de laboratoire, il est plus pratique de chauffer l'acide sulfamique avec de l'acide nitrique :

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

Cependant, les acides sulfamiques et nitriques sont plus difficiles à obtenir, nous nous concentrerons donc sur la décomposition du nitrate d'ammonium. D’ailleurs, la décomposition du nitrate d’ammonium est utilisée pour synthétiser du protoxyde d’azote à l’échelle industrielle.

Lorsque le nitrate d'ammonium est chauffé, plusieurs réactions ont lieu. Voici des extraits du livre L.I. Chimie Bagal et technologie d'initiation d'explosifs (1975)

Le nitrate d'ammonium, lorsqu'il est chauffé légèrement au-dessus de son point de fusion (le nitrate d'ammonium sec fond à 169,6°C), se décompose selon la réaction

NH4NO3NH3 + HNO3 (1)
<...>

La réaction de décomposition en protoxyde d'azote et en eau a été étudiée par Berthelot, Thomsen et Velay. Les deux premiers chercheurs ont constaté que la réaction était exothermique

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

Les principales réactions de décomposition du nitrate d'ammonium à des températures allant jusqu'à 270°C sont (1) et (2). Le nitrate d'ammonium fondu, lorsqu'il est chauffé au-dessus de 250-260°C, peut libérer des oxydes d'azote, de l'azote et de l'eau :

NH 4 NON 3 => 0,5N 2 + NON + 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), sur la base des résultats de l'analyse des gaz, est arrivé à la conclusion que les principales réactions de décomposition à des températures allant jusqu'à 260°C sont (1) et (2), ainsi que la réaction

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

Selon lui, la décomposition lors d'une explosion se déroule selon la réaction

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

Pour le processus normal de formation de protoxyde d'azote par décomposition du nitrate d'ammonium, son régime de température et son degré de pureté sont d'une importance exceptionnelle.

Comme le montrent les données ci-dessus, le nitrate d'ammonium, lorsqu'il est chauffé à 240-250°C, se décompose pour former du protoxyde d'azote et de l'eau. Cependant, même à cette température, le gaz « brut » résultant contient de la vapeur d'acide nitrique, des oxydes d'azote NO et NO 2, ammoniac, chlore (en raison des impuretés de chlorure), azote et « brouillard » de nitrate d'ammonium sublimé. Il est clair qu’un tel mélange ne peut pas être inhalé (si l’on a l’idée de répéter les expériences de Davy), car il mortel! De plus, si le flacon est fermé avec un bouchon en caoutchouc, même après une utilisation à court terme, il s'effondre progressivement (avec formation de produits totalement inoffensifs).

Ainsi, la méthode de production de gaz hilarant en chauffant du nitrate d’ammonium dans une poêle (ce qui est souvent recommandé par les « gourous » pour se moquer des « profanes ») ressemble à le meilleur cas de scenario comme l'humour noir.

Passons à l'installation. Le nitrate d'ammonium est décomposé dans une fiole Wurtz sous chauffage doux. Il est préférable d'utiliser un thermomètre, mais vous pouvez vous en passer si nécessaire. Comme l'expérience l'a montré, il est préférable de chauffer à environ 220°C, auquel cas on observe une légère « ébullition » de la masse fondue. Le « gaz brut » résultant pour la purification passe d’abord à travers un piège refroidi par la glace pour recueillir l’eau distillée mélangée à de l’acide nitrique. Ensuite, le gaz traverse un flacon Drexel avec une solution de sulfate de fer, il sert également en quelque sorte d'indicateur du taux de libération du gaz. Ensuite, le gaz est lavé dans une machine à laver improvisée (avec un spray poreux) avec une solution d'alcali à 5-7 % (hydroxyde de sodium ou de potassium), où il est débarrassé du NO 2, de l'acide nitrique et du chlore. Et enfin, lors du troisième lavage avec un spray poreux, dans lequel est versée une solution de sulfate de fer (II), le protoxyde d'azote est débarrassé du NO et des traces d'impuretés restantes. Le gaz contient ensuite du protoxyde d'azote avec un peu d'eau et d'azote, ainsi que des traces de NO 2 et de NO.

Il ne faut pas oublier que la purification du protoxyde d'azote, s'il est utilisé pour répéter les expériences de Davy, doit être donnée Attention particulière , sinon le gaz sera toxique.

Un engrais au nitrate d'ammonium (nitrate d'ammonium) a été utilisé comme charge de réaction.