Физико-химические основы технологического процесса

5.1 Окисление аммиака

Каталитическое окисление аммиака является очень сложным процессом и может с одинаковой степенью вероятности протекать как до целевого продукта оксида азота II, так и до молекулярного азота и оксида азота I. В общем виде протекающие реакции описываются уравнениями:

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O Δ_rH⁰(298) = – 904,0 кДж/моль (5.1)

4NH₃ + 4O₂ = 2N₂O + 6H₂O Δ_rH⁰(298) = – 1104,4 кДж/моль (5.2)

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O Δ_rH⁰(298) = – 1268,8 кДж/моль (5.3)

Кроме основных реакций (5.1) – (5.3), в зависимости от условий окисления аммиака могут протекать несколько последовательных и параллельно – последовательных реакций. Все они приводят к образованию молекулярного азота. Так, образовавшийся по реакции оксид азота II может разлагаться по реакции

2NO = N₂ + O₂ Δ_rH⁰(298) = – 180,6 кДж/моль (5.4)

или взаимодействовать с аммиаком:

4NH₃ +6NO = 5N₂ + 6H₂O Δ_rH⁰(298) = – 1810,5 кДж/моль (5.5)

Аммиак, поступающий с аммиачно-воздушной смесью (АВС), может разлагаться до молекулярного азота и водорода, причем последний затем сгорает с образованием паров воды:

2NH₃ = N₂ + 3H₂ Δ_rH⁰(298) = +91,6 кДж/моль (5.6)

Таким образом, при окислении аммиака состав конечных продуктов определяется в первую очередь селективным каталитическим действием катализаторов.

Для процесса каталитического окисления аммиака активность катализатора характеризует общее превращение аммиака в оксиды азота и элементарный азот, а селективность – выход полезного продукта – оксида азота II.

5.2 Абсорбция окислов азота

Нитрозные газы, полученные при контактном окислении аммиака, в основном содержат оксид азота, кислород, азот, а также пары воды. Оксид азота не реагирует с водой. Поэтому для получения азотной кислоты оксид азота окисляют до диоксида азота, который, взаимодействуя с водой, образует азотную кислоту. Реакция окисления оксида азота обратима, протекает с уменьшением объема и выделением тепла и может быть представлена уравнением:

2NO + O₂ = 2NO₂ Δ_rH⁰(298) = –124кДж/моль (5.7)

Скорость реакции окисления NO в NO₂ зависит от концентрации NO в нитрозном газе, температуры и давления.

При низких концентрациях NO скорость реакции окисления очень мала. Нитрозные газы в производстве азотной кислоты имеют относительно небольшую объемную долю NO, поэтому для окисления NO в NO₂ нужны огромные реакционные объемы.

С повышением температуры скорость реакции окисления NO в NO₂ снижается. Следовательно, для повышения скорости окисления NO в NO₂ и уменьшения реакционного объема аппаратуры необходимо вести реакцию при более низких температурах.

С увеличением давления скорость реакции окисления NO в NO₂ возрастает. Этот рост прямо пропорционален квадрату давления, а время, требуемое для достижения заданной степени окисления, изменяется обратно пропорционально квадрату давления. С повышением давления возможность уменьшить реакционные объемы аппаратов для окисления NO в NO₂ не только благодаря увеличению скорости этой реакции, но и за счет уменьшения физического объема газовой смеси, который изменяется обратно пропорционально давлению. Таким образом, требуемый реакционный объем аппарата обратно пропорционален кубу давления: во второй степени вследствие увеличения скорости окисления NO в NO₂ и в первой степени – за счет сокращения общего объема газов.

Реакция (5.7) сопровождается двумя другими реакциями окисления оксида азота в высшие окислы азота:

2NO₂ = N₂O₄ Δ_rH⁰(298) = – 56,9 кДж/моль (5.8)

NO + NO₂ = N₂O₃ Δ_rH⁰(298) = – 40,1 кДж/моль (5.9)

Равновесие этих реакций при низких температурах смещено вправо, поэтому в нитрозном газе в условиях избытка кислорода и при достаточном времени контактирования все оксиды азота после охлаждения могут быть превращены в тетроксид азота (N₂O₄). В реальных условиях непрерывно протекающих процессов окисления и кислотообразования равновесие не достигается, поэтому в газах присутствуют все указанные оксиды азота – NO, NO₂, N₂O_3, N₂O₄. Соотношение между их количествами определяется в основном температурными условиями.

Особенностью реакции (5.8) является то, что скорость ее имеет отрицательный температурный градиент – она увеличивается с понижением температуры. Объяснение этому противоречащему обычным закономерностям явлению находят в двухстадийности процесса. Большинство исследователей стало представлять процесс в целом как двухстадийный в виде:

NO + O₂ = NO₃ (5.10)

NO₃ + NO = 2NO₂ (5.11)

Первая стадия протекает быстро, с повышением температуры скорость увеличивается, но равновесие смещается влево. Вторая стадия – медленная. Она и определяет скорость суммарного процесса. Поскольку при понижении температуры будет возрастать количество NO₃, это приводит к увеличению скорости второй стадии и реакции в целом. Такой механизм объяснить отрицательный температурный градиент скорости реакции, однако в литературе отсутствуют данные о наличии NO₃ в газе в результате диссоциации NO₂ при высоких температурах, что должно было бы наблюдаться, если вторая стадия является равновесной.