Равновесие реакций аммиака

Рис. IX-1. Зависимость константы равновесия реакции окисления аммиака от температуры и давления

Константы равновесия реакции синтеза аммиака М, + H2 = NHз [8] [c.416]

Константа равновесия реакции синтеза аммиака [c.216]

Таблица2 Логарифмы констант и константы равновесия реакции синтеза аммиака I/2N2 + 3/2H2NH3 по Гаррисону и Кобе [10]

Следовательно, выражение для истинной константы равновесия реакции синтеза аммиака можно переписать в виде [c.27]

Константы равновесия реакции синтеза аммиака при различных температурах [c.149]

Нет никаких причин, по которым нельзя было бы описывать эту реакцию при помощи константы кислотно-основного равновесия, как это сделано для кислот в табл. 5-3. Согласно теории Бренстеда-Лаури, ион аммония NH4 представляет собой сопряженную кислоту основания NH3. Совсем не обязательно, чтобы в кислотно-основной паре нейтральной была именно кислота, а основание несло на себе электрический заряд, как это имеет место в парах НС1/С1 и H N/ N . Ион NH можно отнести к кислотам, точно так же как НС1 или H N, и хотя эта кислота слабее, чем НС1, но она оказывается сильнее, чем H N. Таким образом, реакцию аммиака с протоном можно рассматривать как диссоциацию кислоты [c.221]

Пример. Рассчитаем константу равновесия реакции образования аммиака (288) при 25 °С из стандартной энтальпии и стандартной энтропии образования компонентов, взятых также при нормальных условиях. [c.251]

Найти константу равновесия реакции окисления аммиака [c.214]

В 1923—24 гг Ларсон и Додж [8, 9] определили экспериментально константы равновесия реакции синтеза аммиака в интервале от 350 до 500° С и под давлением от 10 до 1000 атм. [c.378]

Поэтому нет нужды делать количественный расчет констант равновесия реакций взаимодействия аммиака с уксусной и более высокомолекулярными кислотами, так как и без расчета ясно, что и в этом случае реакции образования нитрилов из аммиака и жирных кислот при атмосферном давлении и температурах порядка 300—1000° К будут протекать практически до конца. [c.385]

Н2(г.) + С12(г.) = 2НС1(г.) при 298 К и сравните ее с константой равновесия реакции синтеза аммиака. [c.82]

ЗАВИСИМОСТЬ РАВНОВЕСИЯ РЕАКЦИИ СИНТЕЗА АММИАКА от ТЕМПЕРАТУРЫ И ДАВЛЕНИЯ (ОБ. % NH,) [c.52]

Обсуждаемая реакция описывается уравнением (17-8), которое также приводится и в табл. 17-2. Поскольку константа равновесия реакции в газовой фазе выражается через парциальные давления, нам прежде всего необходимо выразить концентрации участников реакции в виде парциальных давлений. Тогда мы сможем составить выражение для константы равновесия и, воспользовавшись ее известным численным значением, найти степень диссоциации аммиака. [c.102]

Очевидно, что К /К2 = К — константе равновесия реакции синтеза аммиака. [c.199]

Для расчета использовать константы равновесия реакций образования аммиака и воды из простых веш,еств при 1000 К [c.267]

Регулирование температуры в ходе первой из упомянутых реакций (гидрирование монооксида углерода в кислородсодержащие продукты) осуществляется различными способами. Основной метод состоит в ограничении скорости реакции путем уменьщения количества подаваемого монооксида углерода. В этом случае выделяющееся тепло поглощается водородом. При синтезе аммиака равновесие реакции с повышением температуры смещается в сторону исходных веществ, и поэтому по мере разогрева реакция самопроизвольно затухает. Образование метанола также термодинамически не благоприятно при высоких температурах, но в этих условиях реакция образования метана становится преобладающей. Вследствие ее экзотермичности увеличение температуры происходит даже быстрее, чем при синтезе метанола. Поэтому реакцию образования метана следует полностью подавить. [c.107]

Из табл. 14.4 и рис. 14.8 следует, что повышение давления и снижение температуры смещает равновесие реакции синтеза и повышает равновесный выход аммиака. Однако достаточно высокое для целей практики равновесное содержание аммиака в газе может быть достигнуто только при температуре не выше 400°С, то есть в условиях, когда скорость процесса и, следовательно, время достижения состояния равновесия весьма низки. Поэтому, в реальных условиях содержание аммиака в газовой [c.197]

Оба уравнения описывают реакцию получения аммиака, однако численные значения теплоты реакции и константы равновесия реакции по уравнению (165) отличаются от соответствующих значений уравнения (166). Пока еще не известно, являются ли вещества, стоящие в левой части уравнения, исходными веществами, а с правой — продуктами реакции. Задача термодинамического исследования как раз состоит в том, чтобы определить направление протекания реакции. При записи уравнений реакции можно использовать и дробные коэффициенты [уравнение (166)]. Однако, вообще говоря, в качестве коэффициентов всегда стремятся использовать минимальные целые числа, и уравнение реакции записывают таким образом, чтобы оно соответствовало самопроизвольному протеканию реакции слева направо. [c.206]

Наибольшее влияние на выход карбамида оказывает избыток аммиака в исходной смеси сверх стехиометрического количества (МНз С02 — 2 1). Избыток аммиака смещает равновесие реакции 1, а также, вследствие своего дегидратирующего действия, связывает реакционную воду, удаляя ее из сферы реакции и смещает вправо равновесие [c.270]

В последние годы в производство карбамида был внедрен стриппинг процесс, в котором разложение карбамата аммония в плаве ведут при давлении, близком к давлению синтеза, путем продувки плава сжатым диоксидом углерода. В этих условиях карбамат аммония диссоциирует за счет снижения парциального давления аммиака и сдвига равновесия реакции 1 [c.274]

В 1936 г. Д. М. Рудковский [2] вычислил по приближенному уравнению Нериста логарифмы констант равновесия реакций образования этиламина, пропиламина, изоамиламина, вторичного бутиламина и нормального бутиламина из аммиака и олефинов для интервала 25—300° С. Автор пришел к выводу, что прямой синтез этиламина из аммиака и этилена может быть осуществлен в указанном интервале температур с хорошими выходами, достигающими —50%, под давлением 100 атм и выше. Синтез пропиламина и более высокомолекулярных аминов также может быть осуществлен с выходами —100—50% даже при атмосферном давлении. [c.385]

Вычислить степень диссоциации аммиака при следующих условиях а) 600° С и 10,13-10 н/ж б) 600° С и 101,3-10 н/ж , а также процентное содержание (в объемных процентах) аммиака в равновесной смеси, если константа равновесия реакции [c.75]

Равновесие реакции (6) сдвинуто в неблагоприятную для образования цианистого водорода сторону. При 450° Кр равно 0,00048, что соответствует приблизительно 2%-ному превращению при условии, если окись углерода и аммиак взяты в эквимолярных количествах. Кроме того, цианистый водород может гидролизоваться водой, выделяющейся при реакции. Оба указанных недостатка можно частично преодолеть, используя большой избыток окиси углерода. В этом случае не только увеличивается степень превращения аммиака, но и удаляется вода, которая реагирует с окисью углерода с образованием водяного газа [c.377]

Одной из первых задач, возникших перед Габером и его сотрудниками, когда они приступили к работе над проблемой синтеза аммиака, было определение численного значения константы равновесия синтеза КНз при различных температурах. Если бы значение К для этой реакции оказалось слишком низким, это означало бы, что количество образующегося ЫНз было бы мало в сравнении с используемыми исходными количествами N2 и Н2. В таком случае можно сказать, что равновесие реакции [c.45]

Если предполагается провести реакцию, имеющую благоприятную константу равновесия, т. е. протекающую с превращением значительной доли реагентов в продукты, то остается только позаботиться о том, чтобы она имела соответствующую скорость. Последнее может оказаться нелегким делом, но напряженная работа и упорные поиски в конце концов нередко позволяют найти катализатор, ускоряющий медленную реакцию, или какой-нибудь способ гулирования слишком быстрой реакции. Прекрасным примером успешного исследования такого типа является открытие Габером катализатора для синтеза аммиака, о котором рассказывалось в гл. 14. Однако, если бы Габер пытался связать азот, проводя реакцию между N2 и О2 при 400-500°С, вместо того чтобы использовать реакцию между N2 и Н2, ему никогда не удалось бы разработать успешный процесс. Константа равновесия реакции между N2 и О2 с образованием N0 в указанном температурном диапазоне слишком мала, чтобы равновесное количество N0 было достаточным для практических целей. Даже если бы имелся катализатор, ускоряющий реакцию между N2 и О2 с образованием N0, то такая реакция все равно не имела бы практического значения. Очевидно, необходим какой-то способ, позволяющий заранее предсказывать, успеет ли реакция в значительной степени сместиться в сторону образования продуктов, прежде чем она достигнет равновесия. [c.171]

Описанное влияние давления на равновесный состав также является иллюстрацией проявления более общего принципа Ле-Шателье— Брауна (V.10). Так, увеличение давления в системе, содержащей равновесную смесь азота, водорода и аммиака, вызовет процесс, связанный с уменьшением объема, т. е. общего числа молей газов, иначе говоря, сдвинет равновесие реакции (V.153) слева направо. Именно по этой причине синтез аммиака в промышленности проводят при высоких давлениях, достигающих 1000 атм. [c.142]

Реакция осаждения по существу противоположна растворению осадка. Она протекает тем полнее, чем меньше растворимость осадка. Для характеристики растворимости осадка используют константу, называемую произведением растворимости ПР = [А"][К+1. Чем меньше произведение растворимости, тем менее растворим данный осадок. О полноте протекания реакции осаждения тоже можно судить по величине ПР чем меньше ПР, тем полнее смещено равновесие реакции осаждения вправо. На равновесие реакции осаждения влияют факторы, изменяющие концентрации реагирующих ионов. Так, если А — анионы слабой кислоты, то при понижении pH раствора они все более связываются в молекулы НА. Концентрация анионов уменьшается, и равновесие осаждения смещается влево, т. е. уменьшается полнота протекания реакции. Если К — катионы слабого основания, то при повышении pH раствора может образоваться осадок этого основания вместо труднорастворимой соли, в результате чего невозможно получить правильные результаты анализа. Катионы могут образовывать комплексные соединения, в результате чего происходит уменьшение их концентраций в растворе и осаждение становится неполным. Ион серебра, например, образует с аммиаком комплексное соединение [Ag(NHg)2]+. Из аммиачного раствора соли серебра уже не может выпасть осадок хлорида серебра. Таким образом, для проведения титриметрнческих реакций осаждения необходимо создание в растворе оптимального значения pH. Должны отсутствовать вещества, образующие комплексные соединения с взаимодействующими нонами. [c.122]

Разберем теперь пример приближенного расчета равновесия синтеза аммиака при температуре 800° К и давлениях 300 и 600 атм. По стандартному изобарному потенциалу реакции находим Кр, а поскольку стандартное состояние является состоянием идеального газа, то мы нашли и Kf, сохраняющее свое значение и при высоких давлениях. Далее допускаем дальнейшее приближение, полагая, что коэффициенты активностей зависят от общего давления реагирующей смеси, и определяем их, пользуясь приведенными давлениями, найденными из соотношения [c.166]

Константа равновесия реакции образования аммиака из простых веществ может быть написана различными способами в зависимости от коэффициентов уравнения [c.100]

Вычислить константу равновесия реакции N2 + ЗН2 2N ]я, если при некоторых температуре и давленнн и сосуд вместимостью 10 л введено 1,4 г азота и 1 г водорода. К моменту равновесия образовалось 0,85 г аммиака. [c.40]

Таким образом, равновесное содержание аммиака резко возрастает с давлением. Это имеет важное значение для промышленного получения аммиака из водорода и азота. При низких температурах порядка комнатной, константа равновесия синтеза аммиака велика и возможно близкое к количественному превращению азота и водорода в аммиак. Однако скорость реакции при такой температуре слишком низкая. При повышении же температуры в силу экзотермичности процесса константа равновесия падает до очень низких значений. Как показывает приведенный расчет, поскольку реакция идет с уменьшением числа частиц, можно даже при столь малой константе равновесия, как то имеет место при 500°С, получить значительное содержание аммиака в равновесной смеси, повышая давление в реакторе. Это и используется на практике — реакцию проводят при повышенных давлениях. [c.225]

Логарифмы коистант равновесия реакций ооразования синильной кислоты из аммиака и метана Ig/fjjj и аммиака и окиси углерода Ig-Afjy [c.382]

Кр — константа равновесия реакции синтеза аммиака, рассчитываемая по эмпирическому уравнению изохоры Ларсона и Доджа [15] [c.60]

Получение аммиака на холоде. Соберите прибор, указанный на рис. 21. В колбу вместимостью 100 мл.поместите 15—20 гранул гидроксида калия и закройте пробкой с вставленной в нее воронкой и газоотводной трубкой. Конец воронки долм<еп почти касаться дна колбы. На конец газоотводной трубки наденьте сухую колбу вверх дном, закрепите ее в таком положении на штативе с помощью кольца. Через воронку прилейте в колбу порциями 10—15 мл 25 %-го раствора аммиака. Гидроксид калия, растворяясь, смещает равновесие реакции влево [c.164]

Логарифмы констант равновесия реакций синтеза аммвов из спиртов, альдегидов, хлоралкилов и аммиака, вычисленные нами по методу сгруктурных групп [19] [c.388]

По закону действия масс для сдвига равновесия реакции синтеза аммиака вправо необходимо в равновесной газовой смеси увеличить концентрацию азота и водорода или уменьшить концентрацию аммиака. Для этого в промышленных установках газовую смесь, как только из нее образовалось некоторое количество аммиака, выводят из колонны синтеза и освобождают целиком или частично от аммиака. Затем к газовой смеси добавляют свежие азот и водород и вновь пропускают ее через колонну синтеза. Повторяя этот процесс непрерывно, добиваются почти полного использования азотоводородной смеси. [c.59]

Проведем теперь весь процесс в обратном направлении, оставив давления газов в резервуарах прежними инзменив давления в равновесном ящике произвольно, но так, чтобы и при новых значениях давлений Phj> Рц NHa в ящике сохранилось равновесие реакции синтеза аммиака. Тогда работа А обратного процесса будет, очевидно, выражаться тем же уравнением (VIII, 14) с обратными знаками и новыми значениями р/ [c.268]

Будем нагревать в закрытой колбе кристаллы хлорида аммония. При этом он частично разложится на газообразные аммиак и хлороводород, Формально в этой системе мы имеем три компонента — NH4 I, НС1 и NH3, и две фазы —твердую и газообразную. Согласно правилу фаз такая система должна иметь 3—2 + 2 = 3 степени свободы. Однако если мы нагреем колбу до определенной температуры, то убедимся, что установится строго определенное давление газа. Состав газа тоже будет однозначно определен —в нем будет находиться равное количество аммиака и хлороводорода. Таким образом, фактически система обладает одной степенью свободы. Это объясняется двумя дополнительными ограничениями, наложенными на систему. Одно из них состоит в том, что НС1 и NH3 получены из Nn4 I, т. е. автоматически находятся в одинаковых количествах. Этого ограничения не было бы, если бы мы вводили в колбу NH3 и НС1, тогда мы могли бы их ввести в произвольном соотношении. Второе ограничение состоит в том, что три компонента находятся в химическом равновесии. Это, как следует из 11.4, накладывает ограничение на величину произведения концентраций H I и NH3, которое должно быть равно константе равновесия реакции NH4 l4 NH3 + H l. [c.230]

Образующаяся вода непрерывно выводится вместе с непрореагировавшим аммиаком из зоны реакции, йлагодаря чему равновесие реакции сдвигается в сторону образования нитрила. Недостаток этого метода — сравнительно малая скорость реакции аммонолиза. Для ускорения реакции в качестве катализаторов рекомендуют использовать фосфорную кислоту, ацетат или нафтенат марганца н др. в количестве от 0,5 до 3% (масс.) кислоты. [c.299]

Когда будут введены в строй новые разделительные заводы на Ближнем Востоке, СНГ можно будет использовать вместо дистиллята при производстве аммиака в этом районе, а также в Европе и Японии. Удельный расход природного газа составляет примерно 932 м т аммония. Следовательно, для обеспечения типового завода мощностью до 1000 т/сут аммония потребуется 238 тыс. т бутана в год. Синтетические газы для производства метанола, которые получаются по методу Фищера—Тропща или методу окисления спиртов, отличаются по своему составу от тех, которые используются для синтеза аммиака. При производстве метанола смесь, состоящая из 1 объема СО и 2 объемов Нг, проходит над поверхностью катализатора (активированной окиси цинка) при температуре 350 °С и давлении 25,33—35,46 МПа. Разработанные компаниями ИСИ и Лурги новые катализаторы позволили снизить рабочее давление до 5066—12 160 кПа. Процессы, происходящие как при высоком, так и при низком давлении, базируются на равновесии реакций и нуждаются в многократной рециркуляции непрореагировавщих газов. Наиболее употребительным сырьем для производства метанола являются дистиллят и природный газ, однако с ними могут конкурировать и СНГ, если их имеется достаточное количество и доступны цены. Синтетические углеводороды, получаемые по методу Фишера—Тропша из СНГ, можно использовать для получения парафинов с прямой цепью при экзотермической реакции и давлении около 1013 кПа, что дает возможность избежать применения железного и кобальтового катализаторов. Если соотношение СО и Нз увеличивается, то конечной стадией процесса являются олефины с преобладанием двойных связей. Для синтеза окисленных спиртов требуется газ с соотношением СО и Нг, равным 1 1. При давлении 10,13— 20,26 МПа в присутствии кобальтового катализатора этот газ конвертирует олефины в альдегиды К— H = H2 - 0 -Hг- R— —СНг—СНг—СНО. [c.244]

Как следует изменить равновесное парциальное давление, равное 2-Ю Па стехиометрической азотоводородной смеси, чтобы повысить равновесное парциальное давление аммиака вдвое Константа химического равновесия реакции /Ср = 2,74-10- (472 -С). [c.129]

При состоянии равновесия системы Ы2+ЗН2ч 2МНз концентрация азота 0,3 моль/л водорода 0,9 моль/л аммиака 0,4 моль/л. Вычислить константу равновесия реакции и исходные концентрации азота и водорода. [c.119]

Диссоциация кислот вызывается сродством растворителя к протону кислоты. Чем больше это сродство, тем легче диссоциирует кислота. Растворители, у которых преобладает сродство к протону, называют протофильньши. В протофильном растворителе (например, жидком аммиаке) очень слабая кислота H N является сильной. Равновесие реакции H N- -NH3 NH - - N сдвинуто вправо. [c.118]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология