Химия 3h – Урок 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» – HIMI4KA

Аммиак — Википедия

Аммиа́к (нитрид водорода, аммониак, гидрид азота) — бинарное неорганическое химическое cоединение азота и водорода с формулой Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}}, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом.

Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.00. Растворимость Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}} в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство превышает 180 млн тонн.

Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H{\displaystyle {\ce {N-H}}}), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония Nh5+{\displaystyle {\ce {Nh5^+}}}. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (tкип −33,35 °C) и плавления (tпл −77,70 °C), а также меньшие плотность, вязкость (в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость (почти не проводит электрический ток) и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность водородных связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды; а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не даёт возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — кубические кристаллы.

  • Благодаря наличию неподелённой электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
Nh4+H+⟶Nh5+{\displaystyle {\ce {Nh4 + H^+ -> Nh5^+}}}.
  • Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
Nh4+h3O⟶Nh5++OH−{\displaystyle {\ce {Nh4 + h3O -> Nh5^+ + OH^-}}}, Ko=1,8⋅10−5.
  • Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:
Nh4+HNO3⟶Nh5NO3{\displaystyle {\ce {Nh4 + HNO3 -> Nh5NO3}}}.
  • Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды, имиды и нитриды. Соединения, содержащие ионы Nh3−{\displaystyle {\ce {Nh3^-}}}, называются амидами, Nh3−{\displaystyle {\ce {NH^{2-}}}} — имидами, а N3−{\displaystyle {\ce {N^{3-}}}} — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
2Nh4+2K⟶2KNh3+h3{\displaystyle {\ce {2Nh4 + 2K -> 2KNh3 + h3}}}.

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы OH−{\displaystyle {\ce {OH^-}}} и Nh3−{\displaystyle {\ce {Nh3^-}}}, а также молекулы h3O{\displaystyle {\ce {h3O}}} и Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}} изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNh3+h3O⟶NaOH+Nh4{\displaystyle {\ce {NaNh3 + h3O -> NaOH + Nh4}}}.

и в спиртах:

KNh3+C2H5OH⟶C2H5OK+Nh4{\displaystyle {\ce {KNh3 + C2H5OH -> C2H5OK + Nh4}}}.

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

KNh3⇄K++Nh3−{\displaystyle {\ce {KNh3\rightleftarrows {K^{+}}+NH_{2}^{-}}}}.

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNh3{\displaystyle {\ce {LiNh3}}} — нерастворим, NaNh3{\displaystyle {\ce {NaNh3}}} — малорастворим, KNh3{\displaystyle {\ce {KNh3}}}, RbNh3{\displaystyle {\ce {RbNh3}}} и CsNh3{\displaystyle {\ce {CsNh3}}} — хорошо растворимы.

  • При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
2Nh4→1200—1300 ∘CN2+3h3{\displaystyle {\ce {2Nh4->[1200{\text{—}}1300~^{\circ }{\text{C}}]{N2}+3h3}}} (реакция обратима),
4Nh4+3O2⟶2N2+6h3O{\displaystyle {\ce {4Nh4 + 3O2 -> 2N2 + 6h3O}}} (без катализатора, при повышенной температуре),
4Nh4+5O2⟶4NO+6h3O{\displaystyle {\ce {4Nh4 + 5O2 -> 4NO + 6h3O}}} (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

На восстановительной способности Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}} основано применение нашатыря Nh5Cl{\displaystyle {\ce {Nh5Cl}}} для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO+2Nh5Cl⟶3Cu+3h3O+2HCl+N2{\displaystyle {\ce {3CuO + 2Nh5Cl -> 3Cu + 3h3O + 2HCl + N_2}}}.

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2Nh4+NaOCl⟶N2h5+NaCl+h3O{\displaystyle {\ce {2Nh4 + NaOCl -> N2h5 + NaCl + h3O}}}.
  • Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
  • С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
Nh4+Ch4Cl⟶[Ch4Nh4]Cl{\displaystyle {\ce {Nh4 + Ch4Cl -> [Ch4Nh4]Cl}}} (гидрохлорид метиламмония).
  • При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN{\displaystyle {\ce {HCN}}} и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
2Ch5+2Nh4+3O2⟶2HCN+6h3O{\displaystyle {\ce {2Ch5 + 2Nh4 + 3O2 -> 2HCN + 6h3O}}},
  • Nh5OH⟶Nh4+h3O{\displaystyle {\ce {Nh5OH -> Nh4 + h3O}}}.
  • C солями меди и с серебром образует комплексные соли-аммиакаты
Cu(NO3)2+4Nh4⟶[Cu(Nh4)4](NO3)2{\displaystyle {\ce {Cu(NO3)2 + 4Nh4 -> [Cu(Nh4)4](NO3)2}}},
Cu3(PO4)2+12Nh4⟶[Cu(Nh4)4]3(PO4)2{\displaystyle {\ce {Cu3(PO4)2 + 12Nh4 -> [Cu(Nh4)4]3(PO4)2}}},
Cu(Ch4COO)2+4Nh4⟶[Cu(Nh4)4](Ch4COO)2{\displaystyle {\ce {Cu(Ch4COO)2 + 4Nh4 -> [Cu(Nh4)4](Ch4COO)2}}},
AgNO3+2Nh4⟶[Ag(Nh4)2]NO3{\displaystyle {\ce {AgNO3 + 2Nh4 -> [Ag(Nh4)2]NO3}}}.
{\displaystyle {\ce {AgNO3 + 2Nh4 -> [Ag(Nh4)2]NO3}}}

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air)[4]. Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака[5]. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода. Аммиак был очень нужен для синтеза соединений азота, поскольку получение их из чилийской селитры ограничивалось постепенным истощением запасов последней. Проблема уменьшения запасов селитры обострилась к концу XIX века. Только в начале XX века удалось изобрести процесс синтеза аммиака, пригодный для промышленности. Это осуществил Ф. Габер, начавший трудиться над этой задачей в 1904 году и к 1909 году создавший небольшой контактный аппарат, в котором использовал повышенное давление (в соответствии с принципом Ле-Шателье) и катализатор из осмия. 2 июля 1909 года Габер устроил испытания аппарата в присутствии К. Боша и А. Митташа, оба — от Баденского анилинового и содового завода (BASF), и получил аммиак. К. Бош к 1911 году создал крупномасштабную версию аппарата для BASF, а затем был построен и 9 сентября 1913 года вступил в строй первый в мире завод по синтезу аммиака, который был расположен в Оппау (ныне район в черте города Людвигсхафен-на-Рейне) и принадлежал BASF. В 1918 году Ф. Габер стал лауреатом Нобелевской премии по химии «за синтез аммиака из составляющих его элементов». В России и СССР первая партия синтетического аммиака была получена в 1928 году на Чернореченском химическом комбинате

[6].

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке[источник не указан 123 дня], расположенному на перекрёстке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан[источник не указан 123 дня]. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали минерал нашатырь (NH4Cl), который при нагревании испаряет аммиак[источник не указан 123 дня].

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с водой:

2Nh4⟶Nh5++Nh3−{\displaystyle {\ce {2Nh4 -> Nh5^+ + Nh3^-}}}.

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10−33 (моль/л)².

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg{\displaystyle {\ce {Mg}}}, Al{\displaystyle {\ce {Al}}}, а также Eu{\displaystyle {\ce {Eu}}} и Yb{\displaystyle {\ce {Yb}}}. В отличие от воды с жидким аммиаком данные металлы не реагируют, а именно растворяются и могут быть выделены в исходном виде при испарении растворителя. Растворимость щелочных металлов в жидком Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}} составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке Nh4{\displaystyle {\ce {Nh4}}} также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например, Na4Pb9{\displaystyle {\ce {Na4Pb9}}}.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [

Азотистоводородная кислота — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Азо́тистоводоро́дная кислота́, азоими́д (азидоводород), HN3 — кислота, соединение азота с водородом. Бесцветная, летучая, чрезвычайно взрывоопасная (взрывается при нагреве, ударе или трении) ядовитая жидкость с резким запахом. Очень токсична. Её хорошо растворимые соли тоже очень ядовиты. Механизм токсичности аналогичен цианидам (блокирование цитохромов).

Разбавленные водные растворы не взрывоопасны, при стоянии раствор HN3 медленно разлагается до азота и гидроксиламина:

HN3+h3O→N2+Nh3OH{\displaystyle {\mathsf {HN_{3}+H_{2}O\rightarrow N_{2}+NH_{2}OH}}}

В водном растворе HN3 проявляет свойства слабой кислоты (рKа = 4,59). По силе она близка к уксусной кислоте. Водный раствор HN3 называют азидоводородной кислотой (азотистоводородной кислотой). В растворах азидоводородная кислота диссоциирует на ионы:

HN3⇄H++N3−{\displaystyle {\mathsf {HN_{3}\rightleftarrows H^{+}+N_{3}^{-}}}}

Кислота HN3 является окислителем. При взаимодействии с металлами образует соль металла, азот и аммиак:

Cu+3HN3→Cu(N3)2+N2+Nh4{\displaystyle {\mathsf {Cu+3HN_{3}\rightarrow Cu(N_{3})_{2}+N_{2}+NH_{3}}}}

Соли этой кислоты называются азидами. При ударе или нагревании они распадаются со взрывом, на чём основано применение азида свинца Pb(N3)2 в качестве инициирующего взрывчатого вещества. Относительно устойчивы ионные азиды щелочных металлов, за исключением LiN3.

Смесь HN3 и соляной кислоты HCl подобно «царской водке» является сильным окислителем из-за образующегося хлора и растворяет золото и платину:

HN3+3HCl→Nh5Cl+Cl2+N2{\displaystyle {\mathsf {HN_{3}+3HCl\rightarrow NH_{4}Cl+Cl_{2}+N_{2}}}}

Кислота и её соли разлагаются при действии сильных окислителей с выделением азота.

В органической химии применяется в реакции Шмидта[en].

Азидоводород HN3 получают действием ортофосфорной кислоты на азид натрия NaN3, который синтезируют из амида натрия:

2NaNh3+N2O→NaN3+NaOH+Nh4{\displaystyle {\mathsf {2NaNH_{2}+N_{2}O\rightarrow NaN_{3}+NaOH+NH_{3}}}}
3NaN3+h4PO4→3HN3+Na3PO4{\displaystyle {\mathsf {3NaN_{3}+H_{3}PO_{4}\rightarrow 3HN_{3}+Na_{3}PO_{4}}}}

Также азидоводород можно получить:

  • взаимодействием N2H4 с HNO2,
  • действием разбавленной H2SO4 на азиды металлов,
  • гидролизом ацилазидов.

Пиктограмма «T+: Крайне токсично» системы ECB Азотистоводородная кислота чрезвычайно ядовита. Вещество при попадании в организм блокирует биохимические процессы в клеточных цитохромах. По токсичности сравнима с синильной кислотой. Но очень острый, неприятный запах и быстро возникающая головная боль при вдыхании воздуха даже со следами паров азотистоводородной кислоты исключают случайное отравление. Не проявляет кумулятивного отравляющего действия.

LD50 для мышей в воздухе 34 мг/м3, LD50 для мышей перорально — 33 мг/кг массы тела.

  • Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.

Аммиак — урок. Химия, 8–9 класс.

Строение молекулы

Формула аммиака — Nh4. Степень окисления азота равна \(–3\). В молекуле три ковалентные полярные связи. У атома азота одна электронная пара остаётся неподелённой и играет важную роль в способности аммиака вступать в химические реакции.

 

Молекула аммиака имеет форму пирамиды, в вершине которой расположен атом азота, а в основании — три атома водорода.

 

500px-Ammonia-3D-vdW.png

 

Общие электронные пары в молекуле смещены к более электроотрицательному атому азота. Он заряжен отрицательно, а атомы водорода — положительно. Поэтому молекула полярна и представляет собой диполь. Благодаря высокой полярности молекулы аммиака способны образовывать водородные связи между собой и с молекулами воды. Образование водородных связей влияет на физические свойства вещества.

Физические свойства

При обычных условиях аммиак представляет собой бесцветный газ с резким неприятным запахом. Он легче воздуха. Ядовит.

 

Аммиак очень хорошо растворяется в воде — при \(20\) °С в одном объёме воды может раствориться до \(700\) объёмов аммиака. Раствор с содержанием газа \(25\) % называется аммиачной водой, а \(10\)%-ный раствор используется в медицине как нашатырный спирт.

 

zashhita-klubniki-ot-dolgonosika-4.jpg

 

Аммиак легко сжижается при пониженной температуре или при повышенном давления. При испарении жидкого аммиака поглощается много тепла, что позволяет использовать его в холодильных установках.

Химические свойства

1.  Восстановительные свойства.

  

Степень окисления азота в аммиаке — \(–3\), поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он выступает в роли сильного восстановителя.

 

Аммиак окисляется кислородом с образованием азота или оксида азота(\(II\)). Результат реакции зависит от условий её протекания.

 

При горении аммиака в чистом кислороде образуется азот:

 

4N−3h4+3O20=2N20+6h3O−2.

 

Если реакция проводится с катализатором, то образуется оксид азота(\(II\)):

 

4N−3h4+5O20=k4NO+2+6h3O−2.

 

2. Основные свойства.

  

Если в водный раствор аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, то его окраска станет малиновой. Значит, раствор содержит гидроксид-ионы. Образование этих ионов происходит в результате реакции между водой и молекулами аммиака:

 

Nh4+h3O⇄Nh4⋅h3O⇄Nh5++OH−.

 

Образующийся в реакции неустойчивый гидрат аммония частично диссоциирует на ионы аммония и гидроксид-ионы.

 

Аммиак реагирует с кислотами. При этом образуются соли аммония. Так, с соляной кислотой образуется хлорид аммония, а с серной — сульфат аммония:

 

Nh4+HCl=Nh5Cl,

 

2Nh4+h3SO4=(Nh5)2SO4.

Получение и применение

В промышленности аммиак синтезируют из азота и водорода:

 

N2+3h3⇄t,p,k2Nh4.

 

228272_html_m73bb53c5.png

Производство аммиака

 

Лабораторный способ получения — реакция между солью аммония и гидроксидом кальция:

 

2Nh5Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2Nh4↑+2h3O.

 

В больших количествах аммиак применяется для производства азотной кислоты и минеральных удобрений, а также красителей и взрывчатых веществ. Используется в холодильных установках. Нашатырный спирт находит применение в медицине и в быту.

Этанол — Википедия

Этанол
Ethanol-2D-skeletal.svg

({{{картинка}}})
Ethanol-3D-balls.png({{{картинка3D}}})
Ethanol-3D-vdW.png({{{картинка малая}}})
Систематическое
наименование
Этанол
Традиционные названия Этиловый спирт
Хим. формула С2H5OH
Рац. формула СH3СH2OH
Состояние жидкость
Молярная масса 46,069 г/моль
Плотность 0,7893 г/см³
Поверхностное натяжение 22,39×10−3 Н/м при 20 °C Н/м
Энергия ионизации 10,47 ± 0,01 эВ[2]
Температура
 • плавления −114,3 °C
 • кипения +78,4 °C
 • вспышки 13 °C
 • самовоспламенения +363 °C
Пределы взрываемости 3,28—18,95 %
Тройная точка −114,3 °C, ? Па
Критическая точка +241 °C, 63 бар
Мол. теплоёмк. 112,4 Дж/(моль·К)
Энтальпия
 • образования −234,8 кДж/моль
 • сгорания −1367 кДж/моль[1]
Давление пара 44 ± 1 мм рт.ст.[2] и 58 гПа[3]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}} 15,9
Растворимость
 • в воде неограничена
Показатель преломления 1,3611
Дипольный момент (газ) 1,69 Д
Рег. номер CAS 64-17-5
PubChem 702
Рег. номер EINECS 200-578-6
SMILES
InChI
Кодекс Алиментариус E1510
RTECS KQ6300000
ChEBI 16236
Номер ООН 1170
ChemSpider 682
ЛД50 10 300 мг/кг
Токсичность метаболит, малотоксичен
Краткие характер. опасности (H) h325, h419
Меры предостор. (P) P210, P240,
P305+P351+P338
, P403+P233
Сигнальное слово опасно
Пиктограммы СГС Пиктограмма «Пламя» системы СГСПиктограмма «Восклицательный знак» системы СГС
NFPA 704 NFPA 704 four-colored diamond
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Commons-logo.svg Медиафайлы на Викискладе

Этано́л (эти́ловый спирт, метилкарбино́л, ви́нный спирт или алкого́ль, часто в просторечии просто «спирт») — одноатомный спирт с формулой C

2H5OH (эмпирическая формула C2H6O), рациональная формула: CH3−CH2−OH, аббревиатура EtOH, второй представитель гомологического ряда одноатомных спиртов, при стандартных условиях — летучая, горючая, бесцветная прозрачная жидкость.

Действующий компонент алкогольных напитков. Является депрессантом — психоактивным веществом, угнетающим центральную нервную систему человека[4].

Этиловый спирт также используется как топливо, в качестве растворителя, как наполнитель в спиртовых термометрах и как дезинфицирующее средство (или как компонент его).

Получение

Существует 2 основных способа получения этанола — микробиологический (спиртовое брожение) и синтетический (гидратация этилена).

Брожение

Известный с давних времён способ получения этанола — спиртовое брожение органических продуктов, содержащих углеводы (виноград, плоды и т. п.) под действием ферментов дрожжей и бактерий. Аналогично выглядит переработка крахмала картофеля, риса, кукурузы. Источником получения топливного спирта является вырабатываемый из тростника сахар-сырец и проч. Реакция эта довольно сложна, её результат можно выразить уравнением

C6h22O6⟶2C2H5OH+2CO2{\displaystyle {\ce {C6h22O6 -> 2 C2H5OH + 2 CO2}}}

Раствор, получаемый в результате брожения, содержит не более 15 % этанола, так как в более концентрированных растворах дрожжи нежизнеспособны. Полученный таким образом этанол нуждается в очистке и концентрировании, обычно путём дистилляции.

Для получения этанола этим способом наиболее часто используют различные штаммы дрожжей вида Saccharomyces cerevisiae, в качестве питательной среды предварительно обработанные древесные опилки и/или раствор, полученный из них.

Промышленное производство спирта из биологического сырья

Современная промышленная технология получения этилового спирта из пищевого сырья включает следующие стадии:

  • Подготовка и измельчение крахмалистого сырья — зерна (прежде всего — ржи, пшеницы), картофеля, кукурузы, яблок и т. п.
  • Ферментация. На этой стадии происходит ферментативное расщепление крахмала до сбраживаемых сахаров. Для этих целей применяются рекомбинантные препараты альфа-амилазы, полученные биоинженерным путём — глюкамилаза, амилосубтилин.
  • Брожение. Благодаря сбраживанию дрожжами сахаров происходит накопление в браге спирта.
  • Брагоректификация. Осуществляется на разгонных колоннах.

Отходами бродильного производства являются углекислый газ, барда, эфиро-альдегидная фракция, сивушный спирт и сивушные масла.

Спирт, поступающий из брагоректификационной установки (БРУ), не является безводным, содержание этанола в нём до 95,6 %. В зависимости от содержания в нём посторонних примесей, его разделяют на следующие категории:

  • Альфа
  • Люкс
  • Экстра
  • базис
  • высшей очистки
  • 1-й сорт

Производительность современного спиртового завода составляет около 30 000—100 000 литров спирта в сутки.

Гидролизное производство

В промышленных масштабах этиловый спирт получают из сырья, содержащего целлюлозу (древесина, солома), которую предварительно гидролизуют. Образовавшуюся при этом смесь пентоз и гексоз подвергают спиртовому брожению. В странах Западной Европы и Америки эта технология не получила распространения, но в СССР (ныне в России) существовала развитая промышленность кормовых гидролизных дрожжей и гидролизного этанола.

Гидратация этилена

В промышленности, наряду с первым способом, используют гидратацию этилена. Гидратацию можно вести по двум схемам:

Эта реакция осложняется параллельной реакцией образования диэтилового эфира.

Очистка этанола

Этанол, полученный путём гидратации этилена или брожением, представляет собой водно-спиртовую смесь, содержащую примеси. Для его промышленного, пищевого и фармакопейного применения необходима очистка. Фракционная перегонка позволяет получить этанол с концентрацией около 95,6 % (мас.); эта неразделимая перегонкой азеотропная смесь содержит 4,4 % воды (мас.) и имеет температуру кипения 78,15 °C.

Перегонка освобождает этанол как от легколетучих, так и от тяжёлых фракций органических веществ (кубовый остаток).

Абсолютный спирт

Абсолютный спирт — этиловый спирт, практически не содержащий воды. Он кипит при температуре 78,39 °C, в то время как спирт-ректификат, содержащий не менее 4,43 % воды, кипит при 78,15 °C. Получают перегонкой водного спирта, содержащего бензол, и другими способами[5], например, спирт обрабатывают веществами, реагирующими с водой или поглощающими воду, такими, как негашёная известь CaO или прокалённый медный купорос CuSO4[6].

Свойства

Физические свойства

В обычных условиях представляет собой бесцветную, легкоподвижную, летучую жидкость с характерным запахом и сладковато-жгучим вкусом.

Плотность этилового спирта 0,7905 г/см3 при 20 °C, он легче воды.

Является хорошим растворителем многих органических веществ и некоторых неорганических солей.

Физические свойства абсолютированного этанола (100 %) немного отличаются от свойств спирта-ректификата с концентрацией 95,57 %. Их свойства почти одинаковы, но численные величины различаются на 0,1—0,01 %.

Физические свойства этанола[7]
Молекулярная масса 46,069 а. е. м.
Температура плавления −114,15 °C
Температура кипения 78,39 °C
Критическая точка 241 °C (при давлении 6,3 МПа)
Растворимость Смешивается в произвольных отношениях с бензолом, водой, глицерином, диэтиловым эфиром, ацетоном, метанолом, уксусной кислотой, хлороформом
Показатель преломления Показатель преломления (для D-линии натрия) 1,3611 (при 20 °C) (температурный коэффициент показателя преломления −4,0⋅10−4/°C, почти постоянный в интервале температур 10—30 °C)
Стандартная энтальпия образования ΔH −234,8 кДж/моль (г) (при 298 К)
Стандартная энтропия образования S 281,38 Дж/моль·K (г) (при 298 К)
Стандартная мольная теплоёмкость Cp 1,197 Дж/моль·K (г) (при 298 К)
Энтальпия плавления ΔHпл 4,81 кДж/моль
Энтальпия кипения ΔHкип 839,3 кДж/моль
{\displaystyle {\ce {C6h22O6 -> 2 C2H5OH + 2 CO2}}} Уменьшение объёма смеси при смешивании этанола с водой при разных мольных долях этанола в растворе. При мольной доле в 40 % снижение объёма максимально.

Смесь по массе 95,57 % этанола и 4,43 % воды является азеотропной, т. е. не разделяется при перегонке, кипит при нормальном давлении при температуре 78,174 °C, в то время как абсолютированный этанол имеет более высокую точку кипения 78,39 °C[7][8].

С водой этанол смешивается в произвольном отношении, при смешивании наблюдается значительное, до нескольких процентов уменьшение объёма смеси относительно исходного суммарного объёма чистых веществ, например, при смешивании 50 мл этанола с 50 мл воды образуется 97 мл раствора. Также смешивание сопровождается некоторым нагревом смеси.

Абсолютный этанол затвердевает при температуре −114,5 °C[9]. Температура плавления смесей этанола с водой уменьшается при увеличении концентрации этанола в растворе и достигает минимума при массовой концентрации этанола в воде равной 93,5 % — эвтектики этанол-вода, имеющей температуру плавления −118 °C[10]. При низких температурах, ниже −20 °С водный раствор этанола (96 %) практически не испаряется и превращается в вязкую жидкость. При −70 °C он становится ещё более вязким и по текучести напоминает густой мёд.

Химические свойства

{\displaystyle {\ce {C6h22O6 -> 2 C2H5OH + 2 CO2}}} Анимация трёхмерной модели молекулы этанола

Типичный представитель одноатомных спиртов.

Горюч. Легко воспламеняется. При достаточном доступе воздуха горит (за счёт его кислорода) светлым голубоватым пламенем, образуя терминальные продукты окисления — диоксид углерода и воду:

C2H5OH+3O2⟶2CO2+3h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH + 3 O2 -> 2 CO2 + 3 h3O}}}

Ещё энергичнее эта реакция протекает в атмосфере чистого кислорода.

При определённых условиях (температура, давление, катализаторы) возможно и контролируемое окисление (как элементным кислородом, так и многими другими окислителями) до ацетальдегида, уксусной кислоты, щавелевой кислоты и некоторых других продуктов, например:

3C2H5OH+K2Cr2O7+4h3SO4⟶3Ch4CHO+K2SO4+Cr2(SO4)3+7h3O{\displaystyle {\ce {3 C2H5OH + K2Cr2O7 + 4 h3SO4 -> 3 Ch4CHO + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7 h3O}}}

Обладает слабо выраженными кислотными свойствами, в частности, подобно кислотам взаимодействует со щелочными металлами, а также магнием, алюминием и их гидридами, выделяя при этом водород и образуя солеподобные этилаты, являющиеся типичными представителями алкоголятов:

2C2H5OH+2K⟶2C2H5OK+h3{\displaystyle {\ce {2 C2H5OH + 2 K -> 2 C2H5OK + h3}}}
C2H5OH+NaH⟶C2H5ONa+h3{\displaystyle {\ce {C2H5OH + NaH -> C2H5ONa + h3}}}

Обратимо реагирует с карбоновыми и некоторыми неорганическими кислородсодержащими кислотами с образованием сложных эфиров:

C2H5OH+RCOOH⟶RCOOC2H5+h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH + RCOOH -> RCOOC2H5 + h3O}}}
C2H5OH+HNO2⟶C2H5ONO+h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH + HNO2 -> C2H5ONO + h3O}}}

С галогеноводородами (HCl, HBr, HI) вступает в обратимые реакции нуклеофильного замещения:

C2H5OH+HX⟶C2H5X+h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH + HX -> C2H5X + h3O}}}

Без катализаторов реакция с HCl идёт относительно медленно; значительно быстрее — в присутствии хлорида цинка и некоторых других кислот Льюиса.

Вместо галогеноводородов для замещения гидроксильной группы на галоген могут быть использованы галогениды и галогеноксиды фосфора, тионилхлорид и некоторые другие реагенты, например:

3C2H5OH+PCl3⟶3C2H5Cl+h4PO3{\displaystyle {\ce {3 C2H5OH + PCl3 -> 3 C2H5Cl + h4PO3}}}

Сам этанол также обладает нуклеофильными свойствами. В частности, он относительно легко присоединяется по активированным кратным связям, например:

C2H5OH+Ch3=CHCN⟶C2H5OCh3Ch3CN{\displaystyle {\ce {C2H5OH + Ch3=CHCN -> C2H5OCh3Ch3CN}}}

реагирует с альдегидами с образованием полуацеталей и ацеталей:

C2H5OH+RCHO⟶RCH(OH)OC2H5{\displaystyle {\ce {C2H5OH + RCHO -> RCH(OH)OC2H5}}}
C2H5OH+RCH(OH)OC2H5⟶RCH(OC2H5)2+h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH + RCH(OH)OC2H5 -> RCH(OC2H5)2 + h3O}}}

При умеренном (не выше 120 °C) нагревании с концентрированной серной кислотой или другими водоотнимающими средствами кислотного характера образует диэтиловый эфир:

2C2H5OH⟶C2H5OC2H5{\displaystyle {\ce {2 C2H5OH -> C2H5OC2H5}}}

При более сильном нагревании с серной кислотой, а также при пропускании паров над нагретым до 350—500 °C оксидом алюминия происходит более глубокая дегидратация. При этом образуется этилен:

C2H5OH⟶Ch3=Ch3+h3O{\displaystyle {\ce {C2H5OH -> Ch3=Ch3 + h3O}}}

При использовании катализаторов, содержащих наряду с оксидом алюминия высокодисперсное серебро и другие компоненты, процесс дегидратации может быть совмещён с контролируемым окислением этилена элементным кислородом, в результате чего с удовлетворительным выходом удаётся реализовать одностадийный процесс получения окиси этилена:

2C2H5OH+O2⟶2C2h5O+2h3O{\displaystyle {\ce {2 C2H5OH + O2 -> 2 C2h5O + 2 h3O}}}

В присутствии катализатора, содержащего оксиды алюминия, кремния, цинка и магния, претерпевает серию сложных превращений с образованием в качестве основного продукта бутадиена (реакция Лебедева):

2C2H5OH⟶Ch3=CH−CH=Ch3+2h3O+O2{\displaystyle {\ce {2 C2H5OH -> Ch3=CH-CH=Ch3 + 2 h3O + O2}}}

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *