Титулка (стр. 4 )

Выделявшийся в ходе реакции хлороводород улавливали водой с получением соляной кислоты.

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)

Карбонат Натрия

  В 1861 году бельгийский инженер-химик Эрнест Сольве запатентовал метод производства соды, который используется и по сей день.

  В насыщенный раствор хлорида натрия пропускают эквимолярные количества газообразных аммиака и диоксида углерода, то есть как бы вводят гидрокарбонат аммония NH4HCO3:

NH3 + CO2 + H2O + NaCl → NaHCO3 + NH4Cl.

  Выпавший остаток малорастворимого (9,6 г на 100 г воды при 20 °C)гидрокарбоната натрия отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140—160 °C, при этом он переходит в карбонат натрия:

2NaHCO3 →(t) Na2CO3 + CO2↑ + H2O.

  Образовавшийся CO2 возвращают в производственный цикл. Хлорид аммония NH4Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)2:

2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O,        

и полученный NH3 также возвращают в производственный цикл.

  Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция, не имеющий широкого промышленного применения, кроме использования в качестве противообледеняющего реагента для посыпания улиц. До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах[12].

Способ Хоу

  Разработан китайским химиком Хоу (Hou Debang) в 1930-х годах. Отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 градусов подается диоксид углерода и аммиак. Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 градусов. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды.

Сравнение способов

  По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH4Cl вместо CaCl2 по методу Сольве.

  Способ Сольве был разработан до появления процесса Габера, в то время аммиак был в дефиците, поэтому регенерировать его из NH4Cl было необходимо. Метод Хоу появился позже, необходимость регенерации аммиака уже не стояла так остро, соответственно, аммиак можно было не извлекать, а использовать его как азотное удобрение в виде соединения NH4Cl.

  Тем не менее NH4Cl содержит хлор, избыток которого вреден для многих растений, поэтому использование NH4Cl в качестве удобрения ограничено. В свою очередь рис хорошо переносит избыток хлора, и в Китае, где применяется NH4Cl для рисоводства, метод Хоу, дающий NH4Cl в качестве побочного продукта, более широко представлен по сравнению с другими регионами.

  В настоящее время в ряде стран практически весь искусственно производящийся карбонат натрия вырабатывается по методу Сольве (включая метод Хоу как модификацию), а именно в Европе 94 % искусственно производимой соды, во всем мире — 84 % (2000 год)[12].

Получение Натрия гидрокарбоната

  В промышленности гидрокарбонат натрия получают аммиачно-хлоридным способом. В концентрированный раствор хлорида натрия, насыщенный аммиаком, под давлением пропускают углекислый газ. В процессе синтеза происходят две реакции:

  В холодной воде гидрокарбонат натрия мало растворим, и его можно отделить от остального раствора фильтрованием, а из полученного раствора хлорида аммония снова получают аммиак, возвращаемый в производство вновь[13]:

Получение Натрия сульфата

  Промышленный способ получения сульфата натрия — взаимодействие NaCl с H2SO4 в специальных «сульфатных» печах при 500—550 °C; одновременно получается хлороводород.

В настоящее время такой способ практически не используется, так как имеются достаточно большие запасы природного сырья. Также сульфат натрия получается как отход (не имеющий запаха) в производстве хромпика.

Раздел 2.2. Лабораторные методы получения Натрия и его соединений

  В лабораторных условиях натрий не синтезируют.

  Учитывая огромные природные запасы хлорида натрия, необходимости в его промышленном или лабораторном синтезе нет. Однако, его можно получить различными химическими методами как основной или побочный продукт.

получение из простых веществ натрия и хлора является экзотермической реакцией:

нейтрализация щелочи гидроксида натрия соляной кислотой:

       

  В лаборатории гидроксид натрия иногда получают химическими способами, но чаще используется небольшой электролизёр диафрагменного или мембранного типа[9].

Получение Натрия нитрата

В лаборатории нитрат натрия можно получить следующими способами:

Взаимодействием металлического натрия или его оксида с азотной кислотой:

Гидроксида натрия или кислых солей натрия с азотной кислотой:

  Также вместо азотной кислоты можно использовать нитрат аммония:

Взаимодействием нитрата серебра с пищевой солью (качественная реакция на ион Cl-)[14]:

Глава 3 Свойства Натрия и его соединений

Раздел 3.1 Физический свойства Натрия и его соединений

Натрий — серебристо-белый металл, в тонких слоях с фиолетовым оттенком, пластичен, даже мягок (легко режется ножом), свежий срез натрия блестит. Величины электропроводности и теплопроводности натрия достаточно высоки, плотность равна 0,96842 г/смі (при 19,7 °C), температура плавления 97,86 °C, температура кипения 883,15 °C. Под давлением становится прозрачным и красным, как рубин[15].

Физические свойства поваренной соли

Хрупкие кристаллы галита — бесцветные или белые. В природе также встречаются месторождения каменной соли, окрашенной в серый, желтый либо голубой цвет. Иногда минеральное вещество обладает красным оттенком, что обусловлено видами и количеством примесей. Твердость галита по шкале Мооса составляет всего 2-2,5, стекло оставляет на его поверхности черту.  Другие физические параметры хлорида натрия: запах — отсутствует; вкус — соленый; плотность — 2,165 г/ см3 (20 °C); температура плавления — 801 °C; точка кипения — 1413 °C; растворимость в воде — 359 г/л (25 °C).

Физические свойства Гидроксида натрия NaOH — белое твёрдое вещество. Если оставить кусок едкого натра на воздухе, то он вскоре «расплывается», активно поглощая атмосферную влагу. Едкий натр хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты. Раствор едкого натра мылок на ощупь.

Физические свойства карбоната натрия

Это вещество в безводном состоянии имеет вид бесцветного кристаллического порошка. Строение его кристаллической рещетки зависит от температуры окружения: если последняя не меньше 350, но ниже 479оС, то она является моноклинной, если температура выше - гексагональной.

Физические свойства Гидрокарбоната натрия NaHCO3

Обыкновенно представляет собой мелкокристаллический порошок белого цвета. Молярная масса 84, 007 г/моль, плотность 2,159 г/смі.

Физические свойства  сульфата натрия Na2SO4

Бесцветные кристаллы. Безводный Na2SO4 устойчив выше температуры 32,384 °C, ниже этой температуры в присутствии воды образуется кристаллогидрат Na2SO4·10H2O. Молярная масса 142,04 г/моль, плотность 2,68 г/смі.

Физические свойства Na2S        

Сульфид натрия — бескислородная соль. В обычном состоянии - порошок белого цвета, очень гигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде, гидролизуется по аниону, создает в растворе сильнощелочную среду. При стоянии на воздухе раствор мутнеет (коллоидная сера) и желтеет (окраска полисульфида).

Физические свойства NaNO3        

Молекулярная масса — 85. Это бесцветные длинные кристаллы, плотностью  2,257 г/см3. tпл 308 °C, при t выше 380 °С разлагается.

Растворимость (г в 100 г) в:

воде — 72,7 (0°С), 87,6 (20°С), 91,6 (25 °С), 114,1 (50 °C), 124,7 (60°С), 176,0 (100°С) жидком аммиаке — 127 (25 °С) гидразине — 100 (25 °С) этаноле — 0,036 (25 °С) метаноле — 0,41 (25 °С) пиридине — 0,35 (25 °С).

Натриевая селитра обладает высокой гигроскопичностью, что затрудняет использование этого вещества в пиротехнике[15].

Раздел 3.2 Химические свойства Натрия и его соединений

Химические свойства Натрия

Щелочной металл на воздухе легко окисляется до оксида натрия. Для защиты от кислорода воздуха металлический натрий хранят под слоем керосина.

При горении на воздухе или в кислороде образуется пероксид натрия:

Кроме того, существует озонид натрия NaO3.

С водой натрий реагирует очень бурно, помещённый в воду кусочек натрия всплывает, из-за выделяющегося тепла плавится, превращаясь в белый шарик, который быстро движется в разных направлениях по поверхности воды, реакция идёт с выделением водорода, который может воспламениться. Уравнение реакции: