Водорода, при нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

• 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):

(гидрохлорид метиламмония)

• С карбоновыми кислотами , их ангидридами , галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами - основания Шиффа , которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).

• При 1000 °C аммиак реагирует с углём , образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном , образуя ту же самую синильную кислоту:

История названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке , расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO, 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 . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону . Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

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

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

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH 2 − , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H 2 O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH 3 . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO 4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Биологическая роль

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков , аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение - карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса - ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой - глутаминовая и т. д.

Физиологическое действие

По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием.

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³ .

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров , азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя .

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе - 900 нм³ .

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 нм³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм³.

Украинские производители потребляют от 750 нм³ до 1170 нм³ природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7 - 7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака .

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки - 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше - 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

Производители аммиака

Производители аммиака в России

Компания	2006, тыс. т	2007, тыс. т
ОАО «Тольяттиазот»]]	2 635	2 403,3
ОАО НАК «Азот»	1 526	1 514,8
ОАО «Акрон»	1 526	1 114,2
ОАО «Невинномысский азот », г. Невинномысск	1 065	1 087,2
ОАО «Минудобрения» (г. Россошь)	959	986,2
КОАО «АЗОТ»	854	957,3
ОАО «Азот»	869	920,1
ОАО «Кирово-Чепецкий хим. комбинат»	956	881,1
ОАО Череповецкий «Азот»	936,1	790,6
ЗАО «Куйбышевазот»	506	570,4
ОАО «Газпром Нефтехим Салават»	492	512,8
«Минеральные удобрения» (г. Пермь)	437	474,6
ОАО «Дорогобуж»	444	473,9
ОАО «Воскресенские минеральные удобрения»	175	205,3
ОАО «Щекиноазот»	58	61,1
ООО «МенделеевскАзот»	-	-
Итого	13 321,1	12 952,9

На долю России приходится около 9 % мирового выпуска аммиака. Россия - один из крупнейших мировых экспортеров аммиака. На экспорт поставляется около 25 % от общего объёма производства аммиака, что составляет около 16 % мирового экспорта.

Производители аммиака на Украине

• Облака Юпитера состоят из аммиака.

См. также

Примечания

Ссылки

• //
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2001.

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 вызывает раздражение экстерорецепторов кожи и высвобождение таких биологически активных веществ, как гистамина, кининов, простагландинов. В спинном мозге аммиак способствует либерации противоболевых пептидов (энкефалинов и эндорфинов), которые блокируют идущий из патологического очага поток болевых импульсов. При вдыхании аммиак оказывает действие на рецепторы, расположенные верхних дыхательных путях (ими являются окончания тройничного нерва) и рефлекторно возбуждает центр дыхания. При высоких концентрациях аммиак способен рыхло коагулировать белки микробной клетки. Аммиак при любом способе введения быстро выводится из организма, в основном бронхиальными железами и легкими. Рефлекторно действует на сосудистый тонус и работу сердца. В месте аппликации аммиак расширяет сосуды, улучшает регенерацию и трофику и тканей, отток метаболитов. Такие же эффекты путем кожно-висцеральных рефлексов (без участия головного мозга) оказывает в сегментарно располагающихся мышцах и внутренних органах, способствуя восстановлению функций и нарушенных структур. Аммиак подавляет доминантный очаг возбуждения, который поддерживает патологический процесс, снижает боль, напряжения мышц, сосудистые спазмы. При длительном контакте на коже и слизистых оболочках раздражающее действие аммиака может перейти в прижигающее (вызывается коагуляция белков) с появлением отечности, гиперемии и болезненности. Прием внутрь аммиака в небольших дозах увеличивает секрецию желез, рефлекторно возбуждает рвотный центр и, соответственно, вызывает рвоту. Аммиак активирует в дыхательных путях мерцательный эпителий.

Показания

Ингаляционно: обморочные состояния (вызывает возбуждение дыхания); внутрь: для стимуляции рвоты и как отхаркивающее средство; наружно - миозиты, невралгии, обработка рук хирурга, укусы насекомых.

Способы применения аммиака и дозы

Аммиак используется местно, внутрь, ингаляционно в виде 10% водного раствора (нашатырный спирт). Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочных состояний осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, которые смочены нашатырным спиртом, к носовым отверстиям пациента (на 0,5–1 секунду) или используют ампулу с оплеткой. Внутрь использовать только в разведении - по 5–10 капель на 100 мл воды для провоцирования рвоты. При укусах насекомых - в виде примочек; при невралгиях и миозитах - растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят - 25 мл в 5 литрах теплой кипяченой воды и моют руки.
При пропуске очередного использования (наружно) аммиака применить, как вспомните, следующий раз – через установленное врачом время от последнего раза.
Прием внутрь неразведенного аммиака вызывает ожоги желудка, пищевода, глотки, ротовой полости.

Противопоказания и ограничения к применению

Повышенная чувствительность к аммиаку; для наружного использования еще и заболевания кожи (дерматит, экзема, нейродерматоз, пиодермии и прочие). С осторожность использовать аммиак при беременности, в периоде лактации, в детском (до 12 лет) возрасте.

Применение при беременности и кормлении грудью

Использовать аммиак с осторожность при беременности и в период лактации.

Побочные действия аммиака

Ожоги кожи и слизистых; рефлекторная остановка дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Взаимодействие аммиака с другими веществами.

Аммиак нейтрализует кислоты.

Передозировка

При передозировке аммиаком внутрь возникают боль в животе, рвота с запахом аммиака, диарея, тенезмы (позывы к дефекации без нее), возбуждение, судороги, возможна смерть; ингаляционно - насморк, кашель, отек гортани, остановка дыхания, возможна смерть; при наружном использовании в высоких дозировках появляются ожоги. При появлении таких симптомов необходим вызов врача и срочная госпитализация для проведения лечения.

Торговые названия с действующим веществом аммиак

Аммиак Аммиак раствор Аммиак раствор 10 % Аммиак буфус

На процесс производства оптимального количества химического вещества, а также достижения максимального его качества влияет ряд факторов. Получение аммиака зависит от показателей давления, температуры, наличия катализатора, используемых веществ и способа извлечения полученного материала. Эти параметры необходимо правильно сбалансировать для достижения наибольшей прибыли от производственного процесса.

Свойства аммиака

При комнатной температуре и нормальной влажности воздуха аммиак находится в газообразном состоянии и имеет очень отталкивающий запах. Он наделен ядовитым и раздражающим слизистые оболочки воздействием на организм. Получение и свойства аммиака зависят от участия в процессе воды, так как это вещество очень растворимо в нормальных характеристиках окружающей среды.

Аммиак является соединением водорода и азота. Его химическая формула - NH 3 .

Это химическое вещество выступает активным восстановителем, в результате горения которого выделяется свободный азот. Аммиак проявляет характеристики оснований и щелочей.

Реакция вещества с водой

При растворении NH 3 в воде получают аммиачную воду. Максимально при обычной температуре можно растворить в 1 объеме водного элемента 700 объемов аммиака. Известно это вещество как нашатырный спирт и широко применяется в отрасли производства удобрений, в технологических установках.

Полученный путем растворения в воде NH 3 по своим качествам частично ионизирован.

Нашатырный спирт используется в одном из методов лабораторного получения этого элемента.

Получение вещества в лаборатории

Первый метод получения аммиака заключается в доведении нашатырного спирта до кипения, после чего полученный пар осушают и собирают требуемое химическое соединение. Получение аммиака в лаборатории возможно также путем нагревания гашеной извести и твердого хлорида аммония.

Реакция получения аммиака имеет такой вид:

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

В ходе этой реакции выпадает осадок белого цвета. Это соль CaCl 2 , а еще образовывается вода и искомый аммиак. Для проведения осушения требуемого вещества его пропускают по смеси извести в сочетании с натром.

Получение аммиака в лаборатории не обеспечивает самую оптимальную технологию его производства в необходимых количествах. Люди много лет искали способы добычи вещества в промышленных масштабах.

Истоки налаживания технологий производства

На протяжении 1775-1780 годов были осуществлены опыты по связыванию свободных молекул азота из атмосферы. Шведский химик К. Шелле нашел реакцию, которая имела вид

Na 2 CO 3 + 4C + N 2 = 2NaCN + 3CO

На ее основе в 1895 году Н. Каро и А. Франк разработали метод связывания свободных молекул азота:

CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C

Этот вариант требовал больших затрат энергии и был экономически невыгодным, поэтому со временем от него отказались.

Еще одним довольно затратным методом стал открытый английскими химиками Д. Пристли и Г. Кавендишем процесс взаимодействия молекул азота и кислорода:

Рост потребности в аммиаке

В 1870 году это химическое вещество считалось нежелательным продуктом газовой промышленности и было практически бесполезным. Однако спустя 30 лет это оно стало очень востребованным в коксохимической отрасли.

Сначала возросшую потребность в аммиаке восполняли путем его выделения из каменного угля. Но при росте потребления вещества в 10 раз по поиску путей его добычи велась практическая работа. Получение аммиака стали внедрять с применением запасов атмосферного азота.

Потребность в веществах на основе азота наблюдалась практически во всех известных отраслях экономики.

Поиск путей удовлетворения промышленного спроса

Долгий путь прошло человечество к осуществлению уравнения производства вещества:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Получение аммиака в промышленности впервые удалось реализовать в 1913 году путем каталитического синтеза из водорода и азота. Способ открыт Ф. Габером в 1908 году.

Открытая технология разрешила давнюю проблему многих ученых разных стран. До этого момента не удавалось связать азот в виде NH 3 . Этот химический процесс получил название цианамидной реакции. При повышении температуры извести и углерода получалось вещество CaC 2 (карбид кальция). Путем нагревания азота и добивались получения цианамида кальция CaCN 2 , из которого выделение аммиака проходило путем гидролиза.

Внедрение технологий для получения аммиака

Получение NH 3 в глобальных масштабах промышленного потребления началось с покупки патента технологий Ф. Габера представителем Баденского содового завода А. Митташем. В начале 1911 года синтез аммиака на небольшой установке стал регулярным. К. Бош создал большой контактный аппарат, исходя из разработок Ф. Габера. Это было оригинальное оборудование, обеспечивающее процесс извлечения аммиака путем синтеза в производственном масштабе. К. Бош взял на себя все руководство по данному вопросу.

Экономия энергозатрат предполагала участие в реакциях синтеза определенных катализаторов.

Группа ученых, работающая над поиском подходящих составляющих, предложила следующее: железный катализатор, в который добавлялись оксиды калия и алюминия и который поныне считается одним из наилучших, обеспечивающих получение аммиака в промышленности.

9.09.1913 начал свою работу первый в мире завод, применяющий технологию каталитического синтеза. Постепенно наращивались производственные мощности, и к концу 1917 года вырабатывалось 7 тыс. т аммиака за месяц. В первый год работы завода этот показатель составлял всего 300 т в месяц.

Впоследствии во всех других странах тоже стали применять технологию синтеза с применением катализаторов, которая по своей сути не очень отличалась от техники Габера - Боша. Применение высокого давления и циркуляционных процессов происходило в любом технологическом процессе.

Внедрение синтеза в России

В России также применялся синтез с применением катализаторов, обеспечивающих получение аммиака. Реакция имеет такой вид:

В России самый первый завод аммиачного синтеза начал свою работу в 1928 году в Чернореченске, а далее были построены производства во многих других городах.

Практическая работа по получению аммиака постоянно набирает обороты. В период с 1960 по 1970 год синтез увеличился почти в 7 раз.

В стране для успешного получения, собирания и распознавания аммиака используют смешанные каталитические вещества. Изучение их состава осуществляет группа ученых под предводительством С. С. Лачинова. Именно эта группа нашла наиболее эффективные материалы для технологии осуществления синтеза.

Также постоянно ведутся исследования кинетики процесса. Научные разработки в этой области вели М. И. Темкин, а также его сотрудники. В 1938 году этот ученый вместе со своим коллегой В. М. Пыжевым сделал важное открытие, совершенствуя получение аммиака. Уравнение кинетики синтеза, составленное этими химиками, применяется отныне по всему миру.

Современный процесс синтеза

Процесс получения аммиака при помощи катализатора, применяемый в сегодняшнем производстве, имеет обратимый характер. Поэтому очень актуальным является вопрос оптимального уровня воздействия показателей на достижение максимального выхода продукции.

Процесс протекает при высокой температуре: 400-500 ˚С. Для обеспечения необходимой скорости прохождения реакции применяется катализатор. Современное получение NH 3 предполагает использование высокого давления - около 100-300 атм.

Совместно с применением циркуляционной системы можно получить достаточно большую массу превращенных в аммиак первоначальных материалов.

Современное производство

Система работы любого аммиачного завода достаточно сложная и содержит в себе нескольких этапов. Технология получения искомого вещества осуществляется в 6 этапов. В процессе проведения синтеза происходит получение, собирание и распознавание аммиака.

Первоначальная стадия заключается в извлечении серы из природного газа при помощи десульфуратора. Эта манипуляция требуется вследствие того, что сера является каталитическим ядом и убивает никелевый катализатор еще на стадии извлечения водорода.

На втором этапе проходит конверсия метана, которая протекает с применением высокой температуры и давления при использовании никелевого катализатора.

На третьей стадии случается частичное выгорание водорода в кислороде воздуха. В результате производится смесь водяного пара, оксида углерода, а также азота.

На четвертом этапе происходит реакция сдвига, которая проходит при различных катализаторах и двух отличных температурных режимах. Первоначально применяется Fe 3 O 4 , и процесс протекает при температуре 400 ˚С. Во второй стадии участвует более эффективный по своему воздействию медный катализатор, что позволяет осуществление производства при низких температурах.

Следующая пятая стадия предполагает избавление от ненужного оксида углерода (VI) из смеси газа путем применения технологии поглощения раствором щелочи.

На завершающем этапе оксид углерода (II) удаляется при использовании реакции конверсии водорода в метан через никелевый катализатор и большую температуру.

Полученная в результате всех манипуляций смесь газа содержит 75 % водорода и 25 % азота. Ее сжимают под большим давлением, а затем остужают.

Именно эти манипуляции описывает формула выделения аммиака:

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 кДж

Хоть этот процесс выглядит не очень сложным, однако все вышеперечисленные действия по ее осуществлению говорят о сложности получения аммиака в промышленном масштабе.

На качество конечного продукта влияет отсутствие в сырье примесей.

Пройдя долгий путь от небольшого лабораторного опыта до масштабного производства, получение аммиака на сегодняшний день является востребованной и незаменимой отраслью химической промышленности. Этот процесс постоянно совершенствуется, обеспечивая качество, экономичность и необходимое количество продукта для каждой ячейки народного хозяйства.