Аммиак под микроскопом

Производители аммиака

Производители аммиака в России

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

По итогам 2014 года в России было произведено 14,8 млн тонн аммиака (+2 % к 2013 году) (по данным Росстата). Производство аммиака в России сконцентрировано в Приволжском федеральном округе (46 % по итогам 2014 года). Далее следуют Центральный федеральный округ (23 %) и Северо-Западный федеральный округ (16 %).

Порядка 25 % российского производства аммиака отправляется на экспорт. Так, в 2014 году объём российского экспорта аммиака (по данным ФТС) составил составил 3,6 млн тонн (+6 % к 2013 году) на сумму 1,6 млрд долл. США.

Ключевыми странами-получателями в 2014 году стали Украина, Финляндия и Литва.

Производители аммиака на Украине

История

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. ). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. 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.

Роль аммиака в биологических системах и болезнях человека

Аммиак также является продуктом метаболизма аминокислота дезаминирование катализируется ферментами, такими как глутаматдегидрогеназа 1. Выделение аммиака часто встречается у водных животных. У человека быстро превращается в мочевина, который гораздо менее токсичен, особенно менее базовый. Эта мочевина является основным компонентом сухой массы моча. Большинство рептилий, птиц, насекомых и улиток выделяют мочевая кислота исключительно как азотные отходы.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

Характеристики

Аммиак можно легко дезодорировать, реагируя с бикарбонат натрия или же уксусная кислота. Обе эти реакции образуют соль аммония без запаха.

Жидкость аммиак обладает сильным ионизирующий силы, отражающие его высокие ε из 22. Жидкий аммиак имеет очень высокую стандартное изменение энтальпии испарения (23.35 кДж / моль, ср. воды 40,65 кДж / моль, метан 8,19 кДж / моль, фосфин 14,6 кДж / моль) и поэтому может использоваться в лабораториях в неизолированных сосудах без дополнительного охлаждения. Видеть жидкий аммиак в качестве растворителя.

Аммиак легко растворяется в воде. В водном растворе его можно выгнать кипячением. В водный раствор аммиака базовый. Максимальная концентрация аммиака в воде (a насыщенный раствор ) имеет плотность 0,880 г / см3 и часто известен как «аммиак 0,880».

Аммиак не горит быстро и не выдерживает горение, кроме узких топливовоздушных смесей с содержанием воздуха 15–25%. При смешивании с кислород, горит бледным желтовато-зеленым пламенем. Возгорание происходит при хлор переходит в аммиак, образуя азот и хлористый водород; если хлор присутствует в избытке, то взрывоопасный трихлорид азота (NCl3) тоже образуется.

При высокой температуре и в присутствии подходящего катализатора аммиак разлагается на составляющие элементы. Разложение аммиака — это слегка эндотермический процесс, требующий 5,5 ккал / моль аммиака, с образованием газообразного водорода и азота. Аммиак также может использоваться в качестве источника водорода для кислотных топливных элементов, если непрореагировавший аммиак может быть удален. Катализаторы из рутения и платины оказались наиболее активными, тогда как катализаторы из никеля на носителе были менее активными.

Хотя аммиак хорошо известен как слабое основание, он также может действовать как чрезвычайно слабая кислота. Это протонное вещество, способное образовывать амиды (содержащие NH2− ион). Например, литий растворяется в жидком аммиаке с образованием раствора амид лития:

Как и вода, жидкий аммиак подвергается молекулярная автоионизация сформировать свой кислотные и основные конъюгаты:

2 ⇌ +

Сжигание аммиака до азота и воды происходит. экзотермический:

В стандартное изменение энтальпии сгорания, ΔЧАС°c, выраженное в крот аммиака и с конденсацией образовавшейся воды составляет -382,81 кДж / моль. Динитроген — это термодинамический продукт сгорания: все оксиды азота неустойчивы относительно N2 и O2, что является принципом каталитический нейтрализатор. Оксиды азота могут образовываться в виде кинетических продуктов в присутствии подходящих катализаторов, и эта реакция имеет большое промышленное значение при производстве азотная кислота:

Последующая реакция приводит к NO2:

Образование других соединений

В органическая химия, аммиак может действовать как нуклеофил в замена реакции. Амины может образоваться при реакции аммиака с алкилгалогениды, хотя полученный -NH2 группа также является нуклеофильной, и вторичные и третичные амины часто образуются как побочные продукты. Избыток аммиака помогает свести к минимуму множественное замещение и нейтрализует галогенид водорода сформирован. Метиламин получают в промышленных масштабах реакцией аммиака с хлорметан, а реакция аммиака с 2-бромпропановой кислотой была использована для получения рацемический аланин с доходностью 70%. Этаноламин готовится по реакции раскрытия кольца с окись этилена: иногда реакция может пойти дальше, чтобы произвести диэтаноламин и триэтаноламин.

Амиды может быть получен реакцией аммиака с карбоновая кислота производные. Ацилхлориды являются наиболее реактивными, но аммиак должен присутствовать как минимум в двукратном избытке, чтобы нейтрализовать хлористый водород сформирован. Сложные эфиры и ангидриды также реагируют с аммиаком с образованием амидов. Аммониевые соли карбоновых кислот могут быть обезвоженный до амидов, если отсутствуют термочувствительные группы: требуется температура 150–200 ° C.

Аммиак как лиганд

Амминовый лиганд, связанный с ионом металла, значительно более кислый, чем свободная молекула аммиака, хотя депротонирование в водном растворе все еще происходит редко. Одним из примеров является Каломель реакция, где образующееся соединение амидомертути (II) очень нерастворимо.

Аммиак образует аддукты 1: 1 с различными кислотами Льюиса, такими как I2, фенол и Al (CH3)3. Аммиак — это твердая база и это Параметры E & C EB = 2.31 и C B = 2,04. Его относительную донорную силу по отношению к ряду кислот по сравнению с другими основаниями Льюиса можно проиллюстрировать с помощью Графики C-B.

Синтез и производство

Этот раздел посвящен промышленному синтезу. Для синтеза в некоторых организмах см. § Биосинтез.

Динамика производства аммиака с 1947 по 2007 год

Для мелкомасштабного лабораторного синтеза можно нагреть мочевина и гидроксид кальция:

Этимология

До появления природного газа водород как прекурсор производство аммиака был произведен через электролиз воды или используя хлорно-щелочной процесс.

С появлением сталелитейной промышленности в 20 веке аммиак стал побочным продуктом производства коксующегося угля.

Жидкий аммиак

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

2 ⟶ NH4+ + NH2−.

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, , , а также и . 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 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например, .

Растворённый в металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2 ⟶ 2NaNH2 + H2 .

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

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

Аммиак жидкий как растворитель

Жидкий аммиак — самый известный и наиболее широко изученный неводный ионизирующий растворитель. Его наиболее заметным свойством является его способность растворять щелочные металлы с образованием сильно окрашенных, электропроводящих растворов, содержащих сольватированные электроны. Помимо этих замечательных решений, большую часть химического состава жидкого аммиака можно классифицировать по аналогии с соответствующими реакциями в водных растворах. Сравнение физических свойств NH3 с водными шоу NH3 имеет более низкую температуру плавления, температуру кипения, плотность, вязкость, диэлектрическая постоянная и электрическая проводимость; это связано, по крайней мере частично, с более слабой водородной связью в NH3 и поскольку такое связывание не может образовывать сшитые сети, поскольку каждый NH3 молекула имеет только одну неподеленную пару электронов по сравнению с двумя для каждого H2Молекула O. Ионная самооценкаконстанта диссоциации жидкого NH3 при -50 ° C составляет около 10−33.

Поезд, перевозящий безводный аммиак.

Эти растворы очень полезны в качестве сильных восстановителей. При более высоких концентрациях растворы имеют металлический вид и электрическую проводимость. При низких температурах два типа растворов могут сосуществовать как несмешиваемый фазы.

Редокс-свойства жидкого аммиака

Диапазон термодинамической стабильности жидких растворов аммиака очень узок, так как потенциал окисления до диазота, E° (N2 + 6NH4+ + 6e− ⇌ 8NH3) составляет всего +0,04 В. На практике как окисление до диазота, так и восстановление до дигидорода протекают медленно. Это особенно верно для восстановительных растворов: указанные выше растворы щелочных металлов стабильны в течение нескольких дней, медленно разлагаясь до амид металла и дигидроген. Большинство исследований с использованием жидких растворов аммиака проводится в восстановительных условиях; хотя окисление жидкого аммиака обычно происходит медленно, все же существует риск взрыва, особенно если ионы переходных металлов присутствуют в качестве возможных катализаторов.

Интересные факты

• Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные — чёрными.
• Облака Юпитера состоят из аммиака.
• Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры.
• Нашатырный спирт реагирует с йодом с образованием крайне нестабильного аддукта (йодистый азот) в сухом кристаллическом состоянии, что используется как эффектный химический опыт.

Внешняя ссылка

• Международная карта химической безопасности 0414 (безводный аммиак), ilo.org.
• Международная карта химической безопасности 0215 (водные растворы), ilo.org.
• CID 222 из PubChem
• «Водный аммиак и другие растворы» (На французском). Institut National de Recherche et de Sécurité. Архивировано из оригинал 11 декабря 2010 г.
• Аварийное реагирование на выбросы (разливы) аммиачных удобрений для Министерства сельского хозяйства Миннесоты. ammoniaspills.org
• Национальный институт охраны труда и здоровья — Страница аммиака, cdc.gov
• Карманный справочник NIOSH по химической опасности — Аммиак, cdc.gov
• Аммиак, видео

Соли и ковалентные производные нитрид ион

Физиологическое действие

Аммиак токсичен. 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.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее — Южно-Казахстанской) области Казахстана.

Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2  +  3H2 ⇄ 2 + 91,84 кДж.

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит, и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Выход аммиака (в объёмных процентах) за один проход катализатора при различных температурах и давлении имеет следующие значения:

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH4Cl + NaOH ⟶ ↑ + NaCl + H2O.

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашёной известью.

2NH4Cl + Ca(OH)2 ⟶ CaCl2 + 2↑ + 2H2O.

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер). В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 н.м³ природного газа, в Европе — 900 н.м³.

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 н.м³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 н.м³.

Украинские производители потребляют от 750 н.м³ до 1170 н.м³ 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 аммиаком слизистой оболочки глаза, промыть глаза водой (по 15 раз через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты, не растирая глаза. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приёма 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.

Химические свойства

+ H+ ⟶ NH4+.

+ H2O ⟶ NH4+ + OH− , Ko=1,8⋅10−5.

+ HNO3 ⟶ NH4NO3.

2+ 2K ⟶ 2KNH2 + H2.

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 и , а также молекулы и изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH2 + H2O ⟶ NaOH + NH3.

и в спиртах:

KNH2 + C2H5OH ⟶ C2H5OK + .

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

KNH2 ⇄ K+ + NH2− .

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: — нерастворим, — малорастворим, , и — хорошо растворимы.

(реакция обратима), 4 + 3O2 ⟶ 2N2 + 6H2O  (без катализатора, при повышенной температуре), 4 + 5O2 ⟶ 4NO + 6H2O  (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

На восстановительной способности основано применение нашатыря для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH4Cl ⟶ 3Cu + 3H2O + 2HCl + N2.

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2 + NaOCl ⟶ N2H4 + NaCl + H2O.

• 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):

• 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 и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

2CH4 + 2 + 3O2 ⟶ 2HCN + 6H2O,

• NH4OH ⟶ + H2O.
• C солями меди и с серебром образует комплексные соли-аммиакаты

Колонна синтеза аммиака, построенная в 1921 году BASF в Оппау, ныне расположена при университете Карлсруэ.

Биологическая роль

Основные симптомы гипераммониемии (повышения уровня эндогенного аммиака до токсических концентраций).

Аммиак является важным источником азота для живых организмов. Несмотря на высокое содержание свободного азота в атмосфере (более 75 %), очень мало живых существ способны использовать свободный, нейтральный двухатомный азот атмосферы, газ . Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов, необходим процесс, который называется «азотфиксацией». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных соединений, образующихся в почве в результате разложения органических (растительных и животных) остатков. Другие, такие как бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны синтезировать аммиак из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназами. И хотя маловероятно, что когда-либо будут изобретены биомиметические методы, способные конкурировать по производительности с химическими методами производства аммиака из азота, тем не менее, учёные прилагают большие усилия к тому, чтобы как можно лучше понять механизмы биологической фиксации азота. Научный интерес к этой проблеме отчасти мотивируется необычной структурой активного каталитического центра азотфиксирующего фермента (нитрогеназы), которая содержит необычный биметаллический молекулярный ансамбль .

Аммиак является также конечным побочным продуктом метаболизма аминокислот, а именно продуктом их дезаминирования, катализируемого такими ферментами, как глутамат-дегидрогеназа. Экскреция аммиака в неизменённом виде является обычным путём детоксикации аммиака у водных существ (рыбы, водные беспозвоночные, отчасти амфибии). У млекопитающих, включая человека, аммиак обычно быстро превращается в мочевину, которая гораздо менее токсична и, в частности, имеет менее щелочную реакцию и меньшую реакционную способность в качестве восстановителя. Мочевина является основным компонентом сухого остатка мочи. Большинство птиц, пресмыкающихся, насекомых, паукообразных, однако, выделяют в качестве основного нитрогенного остатка не мочевину, а мочевую кислоту.

Аммиак также играет важную роль как в нормальной, так и в патологической физиологии животных. Аммиак производится в процессе нормального метаболизма аминокислот, однако весьма токсичен в высоких концентрациях. Печень животных преобразует аммиак в мочевину с помощью серии последовательных реакций, известных как цикл мочевины. Нарушение функции печени, такое, например, какое наблюдается при циррозе печени, может приводить к нарушению способности печени обезвреживать аммиак и образовывать из него мочевину, и, как следствие, к повышению уровня аммиака в крови, состоянию, называемому гипераммониемия. К аналогичному результату — повышению уровня свободного аммиака в крови и развитию гипераммониемии — приводит наличие врождённых генетических дефектов в ферментах цикла мочевины, таких, например, как орнитин-карбамилтрансфераза. К тому же результату может приводить нарушение выделительной функции почек при тяжёлой почечной недостаточности и уремии: вследствие задержки выделения мочевины её уровень в крови возрастает настолько, что «цикл мочевины» начинает работать «в обратную сторону» — избыток мочевины гидролизуется обратно почками в аммиак и углекислый газ, и, как следствие, уровень аммиака в крови возрастает. Гипераммониемия привносит свой вклад в нарушения сознания и развитие сопорозных и коматозных состояний при печёночной энцефалопатии и уремии, а также в развитие неврологических нарушений, часто наблюдаемых у больных с врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями.

Менее выраженная, однако клинически существенная, гипераммониемия может наблюдаться при любых процессах, при которых наблюдается повышенный катаболизм белков, например, при обширных ожогах, синдроме сдавления или размозжения тканей, обширных гнойно-некротических процессах, гангрене конечностей, сепсисе и т. д., а также при некоторых эндокринных нарушениях, таких, как сахарный диабет, тяжёлый тиреотоксикоз. Особенно высока вероятность возникновения гипераммониемии при этих патологических состояниях в тех случаях, когда патологическое состояние, помимо повышенного катаболизма белков, вызывает также выраженное нарушение детоксицирующей функции печени или выделительной функции почек.

Аммиак важен для поддержания нормального кислотно-щелочного баланса крови. После образования аммиака из глютамина, альфа-кетоглутарат может быть далее расщеплён с образованием двух молекул гидрокарбоната, которые затем могут использоваться как буфер для нейтрализации кислот, поступающих с пищей. Полученный из глютамина аммиак затем выделяется с мочой (как непосредственно, так и в виде мочевины), что, с учётом образования двух молекул бикарбоната из кетоглутарата, приводит в сумме к потере кислот и сдвигу pH крови в щелочную сторону. Кроме того, аммиак может диффундировать через почечные канальцы, соединяться с ионом водорода и экскретироваться совместно с ним (  + H+ ⟶ NH4+ ), и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма.

Аммиак и ионы аммония являются токсическим побочным продуктом метаболизма у животных. У рыб и водных беспозвоночных аммиак выделяется непосредственно в воду. У млекопитающих (включая водных млекопитающих), земноводных и у акул аммиак в цикле мочевины преобразуется в мочевину, поскольку мочевина гораздо менее токсична, менее химически реакционноспособна и может более эффективно «храниться» в организме до момента возможности её выделения. У птиц и пресмыкающихся (рептилий) аммиак, образовавшийся в процессе метаболизма, преобразуется в мочевую кислоту, которая является твёрдым остатком и может быть выделена с минимальными потерями воды.

Происхождение названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, 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. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали минерал нашатырь (NH4Cl), который при нагревании испаряет аммиак.