Аммиак (NH 3) — один из наиболее распространенных промышленных химикатов, используется в промышленности и торговле.

Аммиак, для чего нужен он нашему организму? Оказывается, он постоянно образуется во всех органах и тканях и является незаменимым веществом во многих биологических процессах, служит предшественником для образования аминокислот и синтеза нуклеотидов. В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих органических соединений.

Химические и физические свойства аммиака

• При комнатной температуре аммиак — раздражающий газ без цвета с острым удушающим запахом;
• в чистом виде известен как безводный аммиак;
• гигроскопичен (легко впитывает влагу);
• обладает щелочными свойствами, едкий легко растворяется в воде;
• легко сжимается и образует прозрачную жидкость под давлением.

Где используется аммиак?

Около 80% аммиака используется для изготовления промышленных товаров.

Аммиак используется в сельском хозяйстве как удобрение.

Присутствует в холодильных установках для очистки водного состава.

Применяется в производстве пластика, взрывчатых веществ, текстиля, пестицидов, красителей и других химических веществ.

Содержится во многих бытовых и промышленных моющих растворах. Бытовые средства, содержащие аммиак, изготавливаются с добавлением 5-10% аммиака, концентрация аммиака в промышленных растворах выше — 25%, что делает их более едкими.

Как аммиак влияет на человеческий организм?

Большинство людей контактируют с аммиаком, вдыхая его как газ или испарения. Поскольку аммиак существует в природе и имеется в моющих средствах, они могут быть его источниками.

Широкое использование аммиака в сельскохозяйственных и промышленных районах также означает, что повышение его концентрации в воздухе может произойти во время случайных выбросов или преднамеренных терактов.

Безводный газообразный аммиак легче воздуха и поэтому высоко поднимается, поэтому в целом он рассеивается и не накапливается в низинах. Однако при наличии сырости (повышенная относительная влажность) сжиженный безводный аммиак формирует испарения тяжелее воздуха. Эти пары могут разноситься над поверхностью земли или над низинами.

Как действует аммиак?

Аммиак начинает взаимодействовать сразу после контакта с влагой на поверхности кожи, глаз, рта, дыхательных путей и частично слизистых поверхностей и формирует очень едкий гидроксид аммония . Гидроксид аммония вызывает некроз тканей из-за нарушения клеточных мембран, ведет к разрушению клеток. Как только протеин и клетки распадаются, вода извлекается в результате воспалительной реакции, что приводит к дальнейшему повреждению.

Каковы симптомы отравления аммиаком?

Дыхание . Запах аммиака в носу раздражающий и едкий. Контакт с аммиаком высокой концентрации в воздухе приводит к жжению в носу, горле и дыхательных путях. Это может привести к бронхиолярному и альвеолярному отеку и поражению дыхательных путей в результате дыхательной недостаточности. Вдыхание низкой концентрации может вызвать кашель, раздражение носа и горла. Запах аммиака достаточно рано предупреждает о его присутствии, но аммиак также ведет к ослаблению обоняния, что снижает возможность заметить его в воздухе при низкой концентрации.

Дети, подвергающиеся воздействию такого же количества аммиака, как и взрослые, получают бОльшую дозу, так как поверхность их легких относительно тела гораздо больше. К тому же, они могут сильнее подвергаться воздействию аммиака из-за низкого роста — они находятся ближе к земле, где концентрация паров выше.

Контакт с кожей или глазами . Контакт с аммиаком низкой концентрации в воздухе или жидкостях может вызвать быстрое раздражение глаз или кожи. Более высокие концентрации аммиака могут привести к серьезным травмам и ожогам . Контакт с концентрированными аммиачными жидкостями, такими как промышленные моющие средства, может вызвать коррозионные повреждения, включая ожоги кожи, поражение глаз или слепоту . Высшая степень поражения глаза может не быть видимой в течение недели после контакта. Контакт со сжиженным аммиаком может также вызвать отморожения .

Употребление с пищей . Получение высокой концентрации аммиака через глотание раствора с аммиаком может привести к повреждениям рта, горла и желудка.

Одним из важнейших химических веществ, которое используют в разных сферах деятельности человека, является аммиак. Ежегодно это вещество производят в огромных количествах - больше 100 млн тонн. Только вдумайтесь в это число! Сразу же возникает вопрос: « Для чего производят такое количество аммиака?». В этой статье мы ответим на этот вопрос, а также выясним причину популярности аммиака.

Свойства аммиака

Физические и химические свойства аммиака обуславливают его применения в различных областях. Аммиак представляет собой газообразное вещество без цвета с очень резким и неприятным запахом. Вещество ядовито. При длительном воздействии на человеческий организм способен вызывать отёки и поражение различных органов.

Аммиак - это слабая кислота, он взаимодействует с кислотами, водой, а с металлами способен образовывать соли. Он способен вступать в различные химические реакции с другими химическими веществами. Например, реакция безводного аммиака с азотной кислотой на практике позволяет получить аммиачную селитру, которая применяется для производства удобрений.

Аммиак является восстановителем. Он способен восстанавливать разные металлы из их оксидов. Реакция взаимодействия аммиака с оксидом меди дает возможность получить азот.

Различные сферы использования аммиака

Несмотря на свою токсичность, аммиак используют в самых разных сферах. Основная часть производимого аммиака идет на изготовление разных продуктов химической промышленности. К таким продуктам относятся:

Аммиачные и аммиачно-нитратные удобрения (аммиачные и нитратная селитра, сульфат аммония, хлористый аммоний и др.). Такие удобрения подходят для разных сельскохозяйственных культур. Важно знать, что внесение в почву удобрений нормируется из-за того, что содержащиеся в них вещества могут мигрировать в спелые овощи и фрукты.

Сода. Существует аммиачный метод получения кальцинированной соды. Аммиак используется для насыщения солевого рассола. Данный метод активно используется для промышленного производства соды.

Азотная кислота. Для её производства используют синтетический аммиак. На данный момент промышленное производство данного вещества основано на явлении катализа синтетического аммиака.

Взрывчатые вещества. Нитрат аммония нейтрален к механическому воздействию, но при некоторых условиях характеризируется высокими взрывчатыми свойствами. Именно поэтому он используется для производства таких веществ. В результате получают аммониты - аммиачные взрывчатые вещества.

Растворитель. Аммиак, в жидком состоянии, может использоваться как растворитель различных органический и неорганических веществ.

Аммиачная - холодильная установка. Аммиак применяется в холодильной технике, в качестве холодильного агента. Аммиак не вызывает парниковый эффект, он экологически чистый и дешевле фреонов. Эти факторы обуславливают применения данного вещества в качестве хладагента.

Нашатырный спирт. Его применяют в медицине и в быту. Данное вещество отлично выводит пятна с одежды различного происхождения, а также нейтрализует кислоты.

Применение аммиака в медицине

Аммиак широко применяется в медицине в качестве 10% -ого раствора аммиака и имеет название - нашатырный спирт. Когда человек падает в обморок, нашатырным спиртом приводят его в чувство. Также его используют как рвотное средство. Для этого его разводят и в малых количествах принимают внутрь. Особенно популярный такой метод при алкогольных отравлениях. Из нашатырного спирта делают примочки и обрабатывают укусы насекомых. Хирурги используют разведенный в воде нашатырный спирт для обработки рук.

Важно помнить, что передозировка аммиаком очень опасна. Возможны болевые ощущения в различных органах, их отеки и даже летальный исход. Этого можно избежать, если использовать данное вещество по назначению и с осторожностью!

Физические свойства.

Под обычным давлением аммиак сжижается при -33 °С и затвердевает при -78 °С. Теплота плавления NH 3 составляет 6 кДж/моль. Критическая температура аммиака 132 °С, критическое давление - 112 атм. Содержащие его баллоны должны быть окрашены в жёлтый цвет и иметь чёрную надпись "Аммиак".

Аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом ("нашатырного спирта"). Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: один объём воды поглощает при 0 °С около 1200, а при 20 °С - около 700 объёмов NH 3 . Продажный концентрированный раствор имеет обычно плотность 0,91 г/см 3 и содержит 25 вес.% NH 3 (т.е. близок к составу NH 3 ·3H 2 O).

С ассоциацией жидкого аммиака связана его большая теплота испарения (23,4 кДж/моль). Так как критическая температура аммиака лежит высоко (+132 °С) и при испарении его от окружающей среды отнимается много тепла, жидкий аммиак может служить рабочим веществом холодильных машин. r по воздуху = M NH 3 / M ср.воздуха = 17 / 29 = 0,5862

Жидкий аммиак является хорошим растворителем для очень большого числа органических соединений, а также многих неорганических. Например, хорошо растворяется в жидком аммиаке элементарная сера, крепкие растворы которой имеют красный цвет [и ниже +18 °С содержат сольват S(NH 3) 2 ]. Из солей лучше других растворимы производные аммония и щелочных металлов, причём по ряду Cl-Br-I растворимость солей возрастает. Примерами могут служить следующие данные (г/100 г NH 3 при 25 °С):

NH 4 Cl NH 4 Br NH 4 I KCl KВr KI AgCl AgBr AgI 103 238 369 0,04 13,5 182 0,83 5,9 207

Подобный же ход изменения растворимости галогенидов характерен и для ряда других катионов. Хорошо растворимы в жидком аммиаке также многие нитраты (и КМnO 4). Напротив, оксиды, фториды, сульфаты и карбонаты, как правило, в нём нерастворимы.

Пользуясь различием растворимости солей в жидком NH 3 и воде, можно иногда осуществлять обращение обычно наблюдаемых реакций ионного обмена. Например, равновесие по схеме:

2 AgNO 3 + BaBr 2 Ы 2 AgBr + Ba(NO 3) 2

В водной среде практически нацело смещается вправо (из-за нерастворимости АgBr), а в аммиачной среде - влево (из-за нерастворимости ВаВr 2).

Характерным свойством аммиака как ионизирующего растворителя является его резко выраженное выравнивающее влияние на диссоциацию различных электролитов. Например, несоизмеримые друг с другом по диссоциации в водной среде HClO 4 и HCN в жидком аммиаке характеризуются почти одинаковыми константами диссоциации (5·10 -3 и 2·10 -3). Соли ведут себя в жидком аммиаке как электролиты средней силы или слабые (например, К = 2·10 -3 для КВr). Хлориды обычно бывают диссоциированы несколько менее, а иодиды - несколько более, соответствующих бромидов.

Особенностью жидкого аммиака является его способность растворять наиболее активные металлы, причём последние подвергаются ионизации. Например, разбавленный раствор металлического натрия имеет синий цвет, проводит электрический ток подобно растворам электролитов и содержит катионы Na+ (cольватированные аммиаком) и анионы (NH 3) x - . Центральной частью такого сложного аниона является свободный электрон, находящийся в поляризационном взаимодействии с окружающей средой (полярон). При более высоких концентрациях Na его раствор приобретает вид бронзы и проявляет металлическую электропроводность, т. е. наряду с сольватированным аммиаком содержатся и свободные электроны. Ниже -42 °С синяя и бронзовая фазы способны сосуществовать, не смешиваясь. Длительное хранение растворов натрия в жидком аммиаке сопровождается их обесцвечиванием в результате очень медленной реакции по схеме:

2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2 ­ .

C цезием (растворимость 25 молей на 1000 г NH 3 при -50 °С) аналогичная реакция протекает за несколько минут.

Растворённый в аммиаке металл имеет тенденцию к отщеплению валентных электронов, что создаёт возможность проведения своеобразных реакций вытеснения. Например, пользуясь растворимостью в жидком аммиаке КСl и нерастворимостью СаСl 2 , можно осуществить выделение калия кальцием по схеме:

2 КСl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

Имеется интересное указание на то, что пропитка жидким аммиаком сильно повышает пластичность древесины. Это позволяет сравнительно легко придавать ей те или иные заданные формы, которые после удаления аммиака сохраняются.

Растворение аммиака в воде сопровождается выделением тепла (около 33 кДж/моль). Влияние температуры на растворимость иллюстрируется приводимыми ниже данными, показывающими число весовых частей NH 3 , поглощаемое одной весовой частью воды (под давлением аммиака, равным атмосферному):

Температура °С	-30	0	10	30	50	80	100
Растворимость	2,78	0,87	0,63	0,40	0,23	0,15	0,07

Максимальной электропроводностью обладает при обычных условиях приблизительно 3 н раствор аммиака. Растворимость его в органических растворителях значительно меньше, чем в воде.

Химические свойства.

Образование ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму.

1. Аммиак - основание Льюиса. Его раствор в воде (аммиачная вода, нашатырный спирт) имеет щелочную реакцию (лакмус - синий; фенолфталеин - малиновый) из-за образования гидроксида аммония.

NH 3 + Н 2 O <--> NH 4 OH <--> NH 4 + + OH -

2. Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония.

NH 3 + HCl ® NH 4 Cl
2NH 3 + H 2 SO 4 ® (NH 4) 2 SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2 ® NH 4 HCO 3

Аммиак - восстановитель (окисляется до N 2 +1 O или N +2 O)

1. Разложение при нагревании

2N -3 H 3 - t° ® N 2 0 + 3H 2

2. Горение в кислороде

a) без катализатора

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6Н 2 O

b) каталитическое окисление (kat = Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6Н 2 O

3. Восстановление оксидов некоторых металлов

3Cu +2 O + 2N -3 H 3 ® 3Cu0 + N 2 0 + 3Н 2 O

При пропускании струи аммиака над нагретой CuO он окисляется до свободного азота. Окисление аммиака озоном ведёт к образованию NH 4 NO 3 . Интересно, что некоторое участие в таком окислении принимает, по-видимому, и смешанный с озоном обычный кислород.

Аммиак является хорошим горючим реактивного топлива. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования Н-связей. Однако они сравнительно слабы (около 4,2 кДж/моль). Вязкость жидкого аммиака почти в семь раз меньше вязкости воды. Его плотность (0,68 и 0,61 г/см 3 соответственно при -33 и +20 °С) также значительно меньше, чем у воды. Электрический ток жидкий аммиак практически не проводит, так как электролитическая диссоциация по схеме:

NH 3 + NH 3 Ы NH 4 + + NH 2 -

Ничтожно мала: ионное произведение = 2·10 -33 (при -50 °С).

Выше 0 °С (под давлением) жидкий аммиак смешивается с водой в любых соотношениях. На крепких растворах воды в аммиаке при 30 °С было показано, что её ионизация мала. Так, для 9 М раствора имеем / = 1·10 -11 .

Для химической характеристики аммиака основное значение имеют реакции трёх типов: присоединения, замещения водорода и окисления.

Наиболее характерные для аммиака реакции присоединения. В частности, при действии его на многие соли легко образуются кристаллические аммиакаты состава СаСl 2 ·8NH 3 , CuSO 4 ·4NH 3 и т.п., по характеру образования и устойчивости похожие на кристаллогидраты.

При растворении аммиака в воде происходит частичное образование гидроксида аммония:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH

В этом соединении радикал аммоний (NH 4) играет роль одновалентного металла. Поэтому электролитическая диссоциация NH 4 OH протекает по основному типу:

NH 4 OH Ы NH 4 + OH"

Объединяя оба эти уравнения, получаем общее представление о равновесиях, имеющих место в водном растворе аммиака:

NH 3 + H 2 O Ы NH 4 OH Ы NH 4 + OH"

Из-за наличия этих равновесий водный раствор аммиака (часто называемый просто "аммиаком") имеет резкий запах. Ввиду того что концентрация ионов ОН" в растворе невелика, NH 4 OH рассматривается как слабое основание. Гидроксид аммония является одним из важнейших химических реактивов, разбавленные растворы которого ("нашатырный спирт") применяются также в медицине и домашнем хозяйстве (при стирке белья и выводе пятен).

Анализ данных по распределению NH 3 между водой и органическими жидкостями показывает, что в гидратированной форме находится более 90% всего растворённого в воде аммиака. Для паровой фазы над водно-аммиачным раствором установлено наличие равновесия по схеме:

2 NH 3 + H 2 O Ы 2 NH 3 ·H 2 O + 75 кДж,

Характеризующегося значением К = 1·10 -4 при 20 °С.

Атом, молекула.

Молекула NH 3 имеет структуру треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Р HNH = 107,3°. Электроны связей Н-N довольно сильно смещены от водорода к азоту, поэтому молекула аммиака в целом характеризуется значительной полярностью.

Пирамидальная структура аммиака энергетически выгоднее плоской на 25 кДж/моль. Молекула полярна; связь N-H характеризуется энергией 389 кДж/моль, но для энергий последовательной диссоциации атомов водорода даются значения 435, 397 и 339 кДж/моль. Молекулы аммиака связаны слабыми водородными связями:

Интересным свойством молекул аммиака является их способность к структурной инверсии, т.е. к "выворачиванию наизнанку" путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Потенциальный барьер этой инверсии равен 25 кДж/моль, осуществлять её могут лишь молекулы, достаточно богатые энергией. Скорость инверсии сравнительно невелика - она в 1000 раз меньше скорости ориентации молекул NH 3 электрическим полем.

Получение.

Перевод свободного азота воздуха в связанное состояние осуществляется главным образом путём синтеза аммиака:

N 2 + 3 H 2 Ы 2 NH 3 + 92 кДж.

Принцип смещения равновесия показывает, что наиболее выгодными для образования аммиака условиями являются возможно более низкая температура и возможно более высокое давление. Однако даже при 700 °С скорость реакции настолько мала (и следовательно, равновесие устанавливается так медленно), что не может быть и речи о её практическом использовании. Напротив, при более высоких температурах, когда равновесное состояние устанавливается быстро, ничтожно малым становится содержание аммиака в системе. Таким образом, техническое проведение рассматриваемого процесса оказывается как будто невозможным, так как, ускоряя достижение равновесия при помощи нагревания, мы одновременно смещаем его положение в невыгодную сторону.

Существует, однако, средство ускорить достижение равновесного состояния без одновременного смещения равновесия. Таким часто помогающим средством является подходящий катализатор. Подходящим катализатором является металлическое железо (с примесями Al 2 O 3 и К 2 О). Процесс обычно ведут при температуре 400-600 °С (на катализаторе) и давлениях 100-1000 атм. После выделения аммиака из газовой смеси последняя вновь вводится в цикл.

В процессе поисков катализатора для синтеза аммиака было перепробовано около 20 тыс. различных веществ. Широко применяемый железный катализатор готовится обычно нагреванием тесной смеси FeO и Fe 2 O 3 (содержащий небольшие примеси Fe, Al 2 O 3 и КОН) в атмосфере состава 3Н 2 +N 2 . Так как Н 2 S, CO, CO 2 , водяной пар и кислород быстро "отравляют" катализатор, подаваемая к нему азотоводородная смесь должна быть тщательно освобождена от них. При правильном технологическом режиме катализатор бесперебойно работает в течение нескольких лет.

Для дальнейшего развития промышленности синтетического аммиака может оказаться существенным, что при давлениях в 2000 атм и выше синтез аммиака из азотоводородной смеси хорошо идёт и без специального катализатора. Практический выход аммиака при 850 °С и 4500 атм составляет 97%. Особенно важно то обстоятельство, что при сверхвысоких давлениях наличие в исходных газах различных примесей не влияет на ход процесса.

Синтез аммиака был практически реализован в 1913 г., когда таким путём удалось получить 7 т NH 3 . В настоящее время этот синтез является основным промышленным методом получения связанного азота с ежегодной мировой выработкой, исчисляемой десятками миллионов тонн.

Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, некоторое промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 г. цианамидный способ . Последний основан на том, что при 1000 °С карбид кальция (получаемый прокаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом по уравнению:

СаС 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 кДж.

Полученный таким путём цианамид кальция (Са=N-C є N) представляет собой серый (от примеси углерода) порошок. При действии перегретого (т. е. нагретого выше 100 °С) водяного пара он разлагается с выделением аммиака:

СаСN 2 + 3 H 2 O = CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 кДж.

Разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах. Поэтому им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до посева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв. "Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения, причём известь является бесплатным приложением к азоту" (Д.Н. Прянишников).

В лабораторного условиях NH 3 получают путём обработки твёрдого NH 4 Cl насыщенным раствором КОН. Выделившийся газ может осушен пропусканием сквозь сосуд с твёрдым КОН или со свежепрокаленным оксидом кальция (СаО). Применять для сушки H 2 SO 4 и CaCl 2 нельзя, так как аммиак образует с ними соединения.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 - t° ® CaCl 2 + 2NH 3 ­ + 2Н 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t° ® K 2 SO 4 + 2NH 3 ­ + 2Н 2 O

Аммиак можно собирать только по методу (А), т.к. он легче воздуха и очень хорошо растворим в воде.

Действие на организм.

Аммиак сильно раздражает слизистые оболочки уже при 0,5%-ном содержании его в воздухе. Острое отравление аммиаком вызывает поражения глаз и дыхательных путей, одышку и воспаление лёгких. Средствами первой помощи служат свежий воздух, обильное промывание глаз водой, вдыхание водяного пара. Хроническое отравление аммиаком вызывает расстройство пищеварения, катары верхних дыхательных путей и ослабление слуха. Предельно допустимой концентрацией NH 3 в воздухе производственных помещений считается 0,02 мг/л. Смеси аммиака с воздухом, содержащие от 16 до 28 объёмн.% аммиака взрывоопасны.

Применение.

Т.к. разложение цианамида кальция водой медленно протекает при обычных температурах, то им можно пользоваться как азотным удобрением, внося его в почву задолго до посева. Наличие кальция делает его особенно пригодным для подзолистых почв. "Цианамид играет роль не только азотистого, но и известкового удобрения, причём известь является бесплатным приложением к азоту" (Д.Н. Прянишников).

Нашатырный спирт поступающий в продажу, содержит обычно около 10% аммиака. Он находит и медицинское применение. В частности, вдыхание его паров или приём внутрь (3-10 капель на рюмку воды) используется для снятия состояния сильного опьянения. Смазывание кожи нашатырным спиртом ослабляет действие укусов насекомых. Очень разбавленным нашатырным спиртом удобно протирать окна и мыть окрашенные масляной краской полы, более крепким - удалять следы от мух, чистить серебряные или никелированные предметы.

При выводе пятен хорошие результаты дают во многих случаях следующие составы (по объёму): а) 4 части нашатырного спирта, 5 частей эфира и 7 частей винного спирта (денатурата); б) 5 частей нашатырного спирта, 2 части бензина и 10 частей винного спирта; в) 10 частей нашатырного спирта, 7 частей винного спирта, 3 части хлороформа и 80 частей бензина; г) 5 частей нашатырного спирта, 3 части ацетона и 20 частей спиртового раствора мыла.

Попавшую на одежду масляную краску рекомендуется оттирать кусочками ваты, смоченными сперва скипидаром, а затем нашатырным спиртом. Для удаления чернильного пятна обычно достаточно обработать его нашатырным спиртом и смыть водой.

АММИАК [сокращенно от греческого?μμωνιακ?ς; латинский sal ammoniacus; так назывался нашатырь (хлорид аммония), который получали путём сжигания верблюжьего навоза в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне], простейшее химическое соединение азота с водородом, NH 3 ; многотоннажный продукт химической промышленности.

Свойства . Молекула NH 3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи N—Н полярны, энергия связи N—Н 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Молекула NH 3 способна к инверсии - «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.

Аммиак - бесцветный газ с резким запахом; t пл -77,7°С; t кип -33,35°С; плотность газообразного NH 3 (при 0°С, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м 3 ; теплота образования аммиака из элементов ΔН обр -45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5-28% по массе NH 3) способна взрываться. Жидкий NH 3 - бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20°С), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде аммиачная вода - бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NH 3 , имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на NH + 4 и ОН - , что обусловливает щелочную реакцию раствора (рК 9,247).

Разложение аммиака на водород и азот становится заметным при температуре выше 1200°С, в присутствии катализаторов (Fe, Ni) - выше 400°С. Аммиак весьма реакционно-способное соединение. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов. Аммиак - основание Льюиса, присоединяет не только Н + , но и другие акцепторы электронов, например BF 3 с образованием BF 3 ?NH 3 . Действием NH 3 на простые или комплексные соли металлов получают аммиакаты, например цис-. Для аммиака характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы образуют с NH 3 амиды (например, NaNH 2). При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, В, Si и др.) образуют нитриды (например, BN). При температуре около 1000°С NH 3 реагирует с углеродом, образуя циановодород HCN и частично разлагаясь на N 2 и Н 2 . Образует с СО 2 карбамат аммония NH 2 COONH 4 , который при температуре 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещён галогенами. Аммиак горит в атмосфере О 2 , образуя воду и N 2 . Каталитическим окислением аммиака (катализатор Pt) получают NO (реакцию используют в производстве азотной кислоты), окислением аммиака в смеси с метаном - HCN.

Получение и применение . В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NH 3 - выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.

Основной современный способ получения аммиака - синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции N 2 + ЗН 2 →←2NH 3 . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450-500°С в присутствии катализатора - Fe, активированного оксидами К 2 О, Al 2 О 3 , СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20-25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н 2 в производстве аммиака - природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.

Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н 2 S с последующим поглощением аммиака ZnO; паровую конверсию природного газа под давлением 3.8 МПа при температуре 860°С на катализаторе Ni-Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990-1000°С и 3,3 МПа на катализаторе Ni-Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NH 3 ; конверсию СО до СО 2 и Н 2 сначала при 450°С и 3,1 МПа на катализаторе Fe-Cr, затем при 200-260°С и 3,0 МПа на катализаторе Zn-Cr-Сu; очистку Н 2 от СО 2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором К 2 СО 3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н 2 и N 2 путём гидрирования от остаточных СО и СО 2 в присутствии катализатора Ni-Al при 280°С и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15-30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400-500°С в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH 3 . В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2-0,4% Н 2 О для ингибирования коррозии стали.

Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH 3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе - мазере (1954).

Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.

Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 125,7 миллион тонн/год (2001), в том числе в Российской Федерации - 11 миллион т/год.

Лит.: Теплофизические свойства аммиака. М., 1978; Синтез аммиака. М., 1982.

А. И. Михайличенко, Л. Д. Кузнецов.

Аммиак - одно из важнейших соединений азота.
Азот, входящий в состав белков и нуклеиновых кислот, является одним из компонентов, составляющих основу жизни. Поэтому очень важно было научиться синтезировать химические соединения с азотом. Сначала использовали электричество, но этот способ оказался очень дорогим. Более простым способом явилась химическая реакция соединения азота, находящегося в воздухе, с водородом в химическое соединение - аммиак !

Получение аммиака

Получение аммиака в промышленности связано с прямым его синтезом из простых веществ. Как уже отмечалось, источником азота служит воздух, а водород получают из воды.

3H 2 + N 2 → 2NH 3 + Q

Реакция синтеза аммиака обратима, поэтому важно подобрать условия, при которых выход аммиака в химической реакции будет наибольшим. Для этого реакцию проводят при высоком давлении (от 15 до 100 МПа). В ходе реакции объёмы газов (водорода и азота) уменьшаются в 2 раза, поэтому высокое давление позволяет увеличить количество образующегося аммиака. Катализатором в такой реакции может служить губчатое железо. При этом интересно то, что губчатое железо действует как катализатор только при температуре выше 500 0 C. Но увеличение температуры способствует распаду молекулы аммиака на водород и азот. Для избежания распада молекул, как только смесь газов проходит через губчатое железо, образовавшийся аммиак сразу охлаждают! Кроме того при сильном охлаждении аммиак превращается в жидкость.

Получение аммиака в лабораторных условиях производят из смеси твёрдого хлорида аммония (NH 4 Cl) и гашенной извести. При нагревании интенсивно выделяется аммиак.

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Свойства аммиака

Аммиак при обычных условиях - газ с резким и неприятным запахом. Аммиак ядовит! При 20 0 C в воде растворяется 700 л аммиака. Полученный раствор называют аммиачной водой . Из-за такой растворимости аммиак нельзя собирать и хранить над водой.

Аммиак - активный восстановитель. Такое свойство у него за счёт атомов азота, имеющих степень окисления "-3". Восстановительные свойства азота наблюдаются при горении аммиака на воздухе. Так как для азота наиболее устойчивая степень окисления - 0, то в результате этой реакции выделяется свободный азот.

Если в реакции горения использовать катализаторы (платину Pt и оксид хрома Cr 2 O 3), то получают оксид азота.

4NH 3 + 5 O 2 → 4NO + 6H 2 O

Аммиак может восстанавливать металлы из их оксидов. Так реакцию с оксидом меди используют для получения азота.

2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Реакция гидроксида меди с аммиаком

Аммиак обладает свойствами оснований и щелочей . При растворении его в воде образуется ион аммония и гидроксид-ион. При этом соединения NH 4 OH - не существует! Поэтому формулу аммиачной воды лучше записать, как формулу аммиака!

Основные свойства аммиака проявляются также и в реакциях с кислотами.

NH 3 + HCl → NH 4 Cl (нашатырь)

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 (аммиачная селитра)

Аммиак реагирует с органическими веществами. Например, искусственные аминокислоты получают с помощью реакции аммиака и A-хлорзамещёнными карбоновыми кислотами. Выделяющийся в результате реакции хлороводород (газ HCl) связывают с избытком аммиака, в результате которого образуется нашатырь (или хлорид аммония NH 4 Cl).

Многие комплексные соединения содержат в качестве лиганда аммиак . Аммиачный раствор оксида серебра, который используется для обнаружения альдегидов, представляет собой комплексное соединение - гидроксиддиаммин серебра.

Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O →2OH

Соли аммония

Соли аммония - твёрдые кристаллические вещества, не имеющие окраски. Почти все они растворяются в воде, и им характерны все те же свойства, которые имеют известные нам соли металлов. Они взаимодействуют со щелочами, при этом выделяется аммиак.

NH 4 Cl + KOH → KCl + NH 3 + H 2 O

При этом, если дополнительно воспользоваться индикаторной бумагой, то эту реакцию можно использовать - как качественную реакцию на соли аммония . Соли аммония взаимодействуют с другими солями и кислотами. Например,

(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2NH 4 Cl

(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl 2 → 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O

Соли аммония неустойчивы к нагреванию. Некоторые из них, например хлорид аммония (или нашатырь), - возгоняются (испаряются при нагревании), другие, например нитрит аммония, - разлагаются

NH 4 Cl → NH 3 + HCl

NH 4 NO 2 → N 2 + 2H 2 O

Последняя химическая реакция - разложение нитрита аммония - используется в химических лабораториях для получения чистого азота.

Аммиак - это слабое основание, поэтому соли, образованные аммиаком в водном растворе подвергаются гидролизу. В растворах этих солей имеется большое количество ионов гидроксония, поэтому реакция солей аммония - кислая!

NH 4 + + H 2 O → NH 3 + H 3 O +

Применение аммиака и его солей основано на специфических свойствах. Аммиак служит сырьём для производства азотосодержащих веществ, а также в составе солей широко применяется в качестве минеральных удобрений . Водный раствор аммиака можно купить в аптеках под названием нашатырный спирт .