Аммиак характеристика

Содержание

Физические свойства аммиака
Строение молекулы аммиака
Получение аммиака
Химические свойства аммиака
Интерес к аммиаку в последнее время вырос не только из-за водорода.
Аммиак для транспортировки водорода
Аммиак — как судовое топливо
Удобрения из аммиака
Характеристики аммиака
Физические и химические свойства аммиака
Физические свойства аммиака
Химические свойства аммиака
Получение аммиака
Применение аммиака
Расходные нормы на тонну аммиака
Аммиак в медицине
Расходные нормы на тонну аммиака
Аммиак в медицине

Физические свойства аммиака

Аммиак (NH₃) – бесцветный газ с резким запахом (запах «нашатырного спирта»), легче воздуха, хорошо растворим в воде (один объем воды растворят до 700 объемов аммиака). Концентрированный раствор аммиака содержит 25% (массовых) аммиака и имеет плотность 0,91 г/см³.

Строение молекулы аммиака

Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB₃, следовательно, чтобы определить тип гибридизации и строение молекулы можно использовать метод валентных связей и метод Гиллеспи:

₇
N 1s²2s²2p³

Аммиак характеристика

В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp³. Для определения структуры строения молекулы рассчитаем число неподеленных электронных пар:

НЕП = (5-3)/2 = 1

Следовательно, имеется одна неподеленная пара электронов. Аммиак имеет структуру типа AB₃E – тригональной пирамиды.

Получение аммиака

Выделяют промышленные и лабораторные способы получения аммиака. В лаборатории аммиак получают действием щелочей на растворы солей аммония при нагревании:

NH₄Cl + KOH = NH₃↑ + KCl + H₂O

NH₄⁺+ OH^— = NH₃↑+ H₂O

Эта реакция является качественной на ионы аммония.

Химические свойства аммиака

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами. Степень окисления азота в аммиаке «-3» —
минимальная, поэтому аммиак проявляет только восстановительные свойства.

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6HBr

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

4NH₃ +3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH_{3 +}5O₂ = 4NO + 6H₂O (катализатор – платина)

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не проявляет кислотные свойства. Однако, атомы водорода в его молекуле все же способны замещаться на атомы металлов. При полном замещении водорода металлом происходит образование соединений, называемых нитридами, которые также можно получить и при непосредственном взаимодействии азота с металлом при высокой температуре.

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду:

NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^—

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

NH₄Cl = NH₃ + HCl (при нагревании)

Аммиак представляет собой бинарное неорганическое химическое соединение азота и водорода

Аммиак (Ammonia, нитрид водорода) — химическое соединение азота и водорода с формулой NH₃.

Интерес к аммиаку в последнее время вырос не только из-за водорода.

Аммиак для транспортировки водорода

В структуре аммиака водород упакован плотно, 1:3.
Аммиак проще сжижать и транспортировать в трубопроводе:

сжижается уже при -36°C;
имеет высокую плотность как газ, 20 гр/л;
высокая плотность как жидкость, 680 гр/л.

Аммиак эффективно использовать как механизм транспортировки водорода.

Аммиак — как судовое топливо

аммиак занимает среднее положение по эффективности между фоссильным судовым топливом и аккумуляторными батареями или водородом:

аммиак легче аккумуляторов,
аммиак занимает меньший объем, чем чистый водород;
аммиак хуже по характеристикам отдельных марок судового топлива.

Удобрения из аммиака

Характеристики аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом.
Плотность аммиака почти в 2 раза меньше, чем у воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м³ — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007.
Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объемов (при 0°C) или 700 объемов (при 20°C) в объеме воды.
В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство превышает 180 млн т.

Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. 3 неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами 3^х атомов водорода (связи N − H), 4^я пара внешних электронов является неподеленной, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+.
Несвязывающее 2х-электронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями.
Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет:

более низкие температуры:

кипения, t_кип −33,35 °C,
плавления, t_пл −77,70 °C; .

меньшие:

плотность,
вязкость, в 7 раз меньше вязкости воды,
проводимость, почти не проводит электрический ток,
диэлектрическую проницаемость.

Это в некоторой степени объясняется тем, что:

прочность водородных связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды;
в молекуле аммиака имеется лишь 1 пара неподеленных электронов, в отличие от 2 пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвленную сеть водородных связей между несколькими молекулами.

Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет.

Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счет образования водородных связей.
Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений.
Твердый аммиак — кубические кристаллы.

Промышленная технология производства аммиака — процесс Хабер-Бош:

водород смешивают с азотом под высоким давлением и температурой в присутствии катализаторов;
особые условия — необходимость поддержания стабильным параметров.

Зеленый аммиак — производится из зеленого водорода, который получен электролизом воды с использованием возобновляемых источников энергии (ВИЭ) без выделения углекислого газа (CO₂).

Физические и химические свойства аммиака

Формула – NH₃. Молярная масса – 17 г/моль.

Физические свойства аммиака

Связи между атомами в молекуле аммиака – ковалентные. Общий вид молекулы AB₃. В гибридизацию вступают все валентные орбитали атома азота, следовательно, тип гибридизации молекулы аммиака – sp³. Аммиак имеет геометрическую структуру типа AB₃E – тригональная пирамида (рис.
1).

Строение молекулы аммиака

Рис. 1. Строение молекулы аммиака.

Химические свойства аммиака

При нагревании аммиака с галогенами, оксидами тяжелых металлов и кислородом образуется азот:

2NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6HBr

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

4NH₃ +3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

В присутствии катализатора аммиак способен окисляться до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O (катализатор – платина)

NH₃ + H₂O ↔ NH₄OH ↔ NH₄⁺ + OH^—

При взаимодействии аммиака с кислотами образуются соли аммония, которые при нагревании разлагаются:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

NH₄Cl = NH₃ + HCl (при нагревании)

Получение аммиака

NH₄Cl + KOH = NH₃↑ + KCl + H₂O

NH₄⁺+ OH^— = NH₃↑+ H₂O

Эта реакция является качественной на ионы аммония.

Применение аммиака

Производство аммиака – один из важнейших технологических процессов во всем мире. Ежегодно в мире производят около 100 млн. т. аммиака. Выпуск аммиака осуществляют в жидком виде или в виде 25%-го водного раствора – аммиачной воды. Основные направления использования аммиака – производство азотной кислоты
(производство азотсодержащих минеральных удобрений в последствии), солей аммония, мочевины, уротропина, синтетических волокон (нейлона и капрона). Аммиак применяют в качестве хладагента в промышленных холодильных установках, в качестве отбеливателя при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка.

Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

Про кислород: Относительная плотность предельного амина по кислороду равна 1,844.... - Все знания

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t_кип −33,35 °C) и плавления (t_пл −77,70 °C), а также более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

$\mathsf{NH_3 + H^+ \longrightarrow NH_4^+}$

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

$\mathsf{NH_3 + H_2O \rightarrow NH_4^+ + OH^-}$ K_o=1,8·10⁻⁵

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

$\mathsf{NH_3 + HNO_3 \rightarrow NH_4NO_3}$

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

$\mathsf{2NH_3 + 2K \longrightarrow 2KNH_2 + H_2}$

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 ОН⁻ и NH₂⁻, а также молекулы Н₂O и NH₃ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

$\mathsf{NaNH_2 + H_2O \rightarrow NaOH + NH_3}$

и в спиртах:

$\mathsf{KNH_2 + C_2H_5OH \rightarrow C_2H_5OK + NH_3}$

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

$\mathsf{KNH_2 \rightleftarrows K^+ + NH_2^-}$

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: LiNH₂ — нерастворим, NaNH₂ — малорастворим, KNH₂, RbNH₂ и CsNH₂ — хорошо растворимы.

При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

$\mathsf{4NH_3 + 3O_2 \longrightarrow 2N_2 + 6H_2O}$

$\mathsf{4NH_3 + 5O_2 \longrightarrow 4NO + 6H_2O}$

На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

$\mathsf{3CuO + 2NH_4Cl \rightarrow 3Cu + 3H_2O + 2HCl + N_2}$

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

$\mathsf{4\ NH_3 + 2NaOCl \longrightarrow 2\ N_2H_4 + 2NaCl + 2H_2O}$

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

$\mathsf{NH_3 + CH_3Cl \rightarrow [CH_3NH_3]Cl}$ (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:

$\mathsf{2CH_4 + 2NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2HCN + 6H_2O}$

$\mathsf{NH_4OH = NH_3 + H_2O}$

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 (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 нашатырь NH₄Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

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

$\mathsf{2NH_3 \rightarrow NH_4^+ + NH_2^-}$

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, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH₃ составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH₃ также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na₄Pb₉.

Растворенный в NH₃ металл постепенно реагирует с образованием амида:

$\mathsf{2Na + 2NH_3 \rightarrow 2NaNH_2 + H_2}$

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH₂⁻, 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 H₂O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH₃. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

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:

$\mathsf{CuSO_4 + 4NH_3 \rightarrow [Cu(NH_3)_4]SO_4}$

$\mathsf{Ni(NO_3)_3 + 6NH_3 \rightarrow [Ni(NH_3)_6](NO_3)_3}$

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO₄) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO₃)₂) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH₃ образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

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.

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.

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.

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.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты; также, в составе нашатырно-анисовых капель — в качестве муколитического (отхаркивающего) средства. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

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

$\mathsf{N_2 + 3H_2 \rightleftarrows 2NH_3}$ + 91,84 кДж

Про кислород: ГОСТ 5583-78 ИСО 2046-73 Кислород газообразный технический и медицинский. Технические условия / 5583 78 2046 73

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.

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:

$\mathsf{NH_4Cl + NaOH \rightarrow NH_3\uparrow + NaCl + H_2O}$

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

$\mathsf{2NH_4Cl + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCl_2 + 2NH_3\uparrow + 2H_2O}$

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

Расходные нормы 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 в России

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

Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные — черными.^[16]

Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры^[16]

18 апреля 2013 года в городе Вест штата Техас произошёл взрыв на заводе удобрений,аммиачное облако двинулось в стороны соседних городов.

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
Акимова Л. Д. Изучающим основы холодильной техники. — М., 1996.
Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. Химия. — Мн.: Народная асвета, 2007.

Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ПДК 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества). Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

$\mathrm{NH_3 + H^+ \longrightarrow NH_4^+}$

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH⁻; K_o=1,8×10⁻⁵

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

$\mathrm{NH_3 + HNO_3 \longrightarrow NH_4NO_3}$

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

$\mathrm{2\ NH_3 + 2\ K \longrightarrow 2\ KNH_2 + H_2}$

NaNH₂ + H₂O → NaOH + NH₃

CaNH + 2H₂O → Ca(OH)₂ + NH₃↑

Zn₃N₂ + 6H₂O → 3Zn(OH)₂ + 2NH₃↑

и в спиртах:

KNH₂ + C₂H₅OH → C₂H₅OK + NH₃

MNH₂ → M⁺ + NH₂⁻

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH₂ — нерастворим, NaNH₂ — малорастворим, KNH₂, RbNH₂ и CsNH₂ — хорошо растворимы.

При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

$\mathrm{4\ NH_3 + 3\ O_2 \longrightarrow 2\ N_2 + 6\ H_2O}$

$\mathrm{4\ NH_3 + 5\ O_2 \longrightarrow 4\ NO + 6\ H_2O}$

3CuO + 2NH₄Cl → 3Cu + 3H₂O +2HCl + N₂

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

$\mathrm{4\ NH_3 + 2NaOCl \longrightarrow 2\ N_2H_4 + 2NaCl + 2H_2O}$

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

NH₃ + CH₃Cl → CH₃NH₃Cl (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:

CH₄ + NH₃ + 1,5O₂ → HCN + 3H₂O

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

2NH₃ → NH₄⁺ + NH₂⁻

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

Про кислород: Максимальная глубина погружения человека в скафандре

Растворенный в NH₃ металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2NH₃ → 2NaNH₂ + H₂

CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄

Ni(NO₃)₂ + 6NH₃ → [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO₄) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO₃)₂) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH₃ образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем 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 составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. 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. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5-1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипяченой воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

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

N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г) + 91,84 кДж

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

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

NH₄Cl + NaOH = NH₃↑ + NaCl + H₂O.

NH₄NO₃ + NaOH = NH₃↑ + NaNO₃ + H₂O.

Обычно лабораторным способом получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью. 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O