Что такое амиак - Кислород

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

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.

Производители аммиака в России

Производители аммиака на Украине

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

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.

↑Вернуться к предыдущему разделу

Крупнейшие месторождения нашатыря (нушадир) в эпоху средневекового мусульманского ренессанса были расположены в Мавераннахре и в Сицилии. Первое месторождение было много более важным, по нему в частности в Европе, это лекарство с давних пор называлось «татарской солью». В 11 веке афганец ал-Худжвири рассказывал, что он видел на границе ислама в одном тюркском городе горящую гору, из которой вырывались пары аммиака, «посреди пламени была мышь, которая издохла, когда покинула раскаленный зной»

↑Вернуться к предыдущему разделу

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 (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.

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

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

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — 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.

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

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

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, , 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:

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

↑Вернуться к предыдущему разделу

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

$\mathsf{N_2 + 3H_2 \rightleftarrows 2NH_3}$ + 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.

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.

Про кислород: Объем водорода в баллоне и баллоны с водородом 50л

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.

Содержание

Расходные нормы на тонну аммиака
Расходные нормы на тонну аммиака
Аммиак в медицине
Аммиак в медицине
Аммиак
Расходные нормы на тонну аммиака
Физиологическое действие и токсикология
Аммиак в медицине
Читать на другом языке

Расходные нормы на тонну аммиака

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

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

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

↑Вернуться к предыдущему разделу

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.

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.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

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

↑Вернуться к предыдущему разделу

Аммиа́к (нитрид водорода) — химическое cоединение азота и водорода с формулой
, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом.

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

Молекула аммиака имеет форму треугольной 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
), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония
. Несвязывающее двухэлектронное 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) и плавления (t_пл −77,70 °C), а также меньшие плотность, вязкость (в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость (почти не проводит электрический ток) и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность водородных 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 даёт 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 — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — 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:

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

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

Про кислород: Кислородный баллончик медицинский индивидуальный с газовой смесью kislorod k8l-m маска - цена 431 руб., купить в интернет аптеке в Москве Кислородный баллончик медицинский индивидуальный с газовой смесью kislorod k8l-m маска, инструкция по применению

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:

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

$\mathsf{NH_4OH = NH_3 + H_2O}$

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

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:

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

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

и в спиртах:

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

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

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:

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

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

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

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:

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

$\mathsf{NH_4OH = NH_3 + H_2O}$

↑Вернуться к предыдущему разделу

NH3

. Степень окисления азота равна $–3$. В молекуле три ковалентные полярные связи. У атома азота одна электронная пара остаётся и играет важную роль в способности аммиака вступать в химические реакции.

07-07-2017 06-52-11.jpg

Молекула аммиака имеет форму , в вершине которой расположен атом азота, а в основании — три атома водорода.

Рис. $1$. Молекула аммиака

Общие электронные пары в молекуле смещены к более электроотрицательному атому азота. Он заряжен отрицательно, а атомы водорода — положительно. Поэтому молекула полярна и представляет собой . Благодаря высокой полярности молекулы аммиака способны образовывать водородные связи между собой и с молекулами воды. Образование водородных связей влияет на физические свойства вещества.

При обычных условиях аммиак представляет собой с резким неприятным . Он легче воздуха. Ядовит.

Аммиак очень хорошо в воде — при $20$ °С в одном объёме воды может раствориться до $700$ объёмов аммиака. Раствор с содержанием газа $25$ % называется аммиачной водой, а $10$%-ный раствор используется в медицине как нашатырный спирт.

Аммиак легко при пониженной температуре или при повышенном давления. При испарении жидкого аммиака поглощается много тепла, что позволяет использовать его в холодильных установках.

Степень окисления азота в аммиаке — $–3$, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он выступает в роли .

Аммиак окисляется с образованием азота или оксида азота($II$). Результат реакции зависит от условий её протекания.

При горении аммиака в чистом кислороде образуется :

Если реакция проводится с катализатором, то образуется ($II$):

4N−3H3+5O20=k4NO+2+6H2O−2

2. Основные свойства.

Если в водный раствор аммиака добавить несколько капель фенолфталеина, то его окраска станет малиновой. Значит, раствор содержит гидроксид-ионы. Образование этих ионов происходит в результате реакции между водой и молекулами аммиака:

NH3+H2O⇄NH3⋅H2O⇄NH4++OH−

Образующийся в реакции неустойчивый частично диссоциирует на и .

Аммиак реагирует с. При этом образуются . Так, с соляной кислотой образуется , а с серной — :

В промышленности аммиак синтезируют из азота и водорода:

Рис. $2$. Производство аммиака

Лабораторный способ получения — реакция между солью аммония и гидроксидом кальция:

2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O

В больших количествах аммиак применяется для производства азотной кислоты и , а также и . Используется в . Нашатырный спирт находит применение в медицине и в быту.

Рис. 1. Молекула аммиака https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/1/11/Ammonia-2D-dimensions.png

Рис. 2. Производство аммиака https://cdn.pixabay.com/photo/2014/07/31/21/42/industry-406905_960_720.jpg

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.

↑Вернуться к предыдущему разделу

Аммиак в медицине

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

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.

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.

NH4^+}}}»>
.

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

NH4^+ + OH^-}}}»>
, K_o=1,8⋅10⁻⁵.

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

NH4NO3}}}»>
.

2KNH2 + H2}}}»>
.

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:

NaOH + NH3}}}»>
.

и в спиртах:

C2H5OK + NH3}}}»>
.

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.

При нагревании аммиак разлагается, 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:

[1200{\text{—}}1300~^{\circ }{\text{C}}]{N2}+3H2}}}»>
(реакция обратима),

2N2 + 6H2O}}}»>
(без катализатора, при повышенной температуре),

4NO + 6H2O}}}»>
(в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

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

3Cu + 3H2O + 2HCl + N_2}}}»>
.

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

N2H4 + NaCl + H2O}}}»>
.

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

[CH3NH3]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
и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

2HCN + 6H2O}}}»>
,

C солями меди и с серебром образует комплексные соли-аммиакаты

[Cu(NH3)4](NO3)2}}}»>
,

[Cu(NH3)4]3(PO4)2}}}»>
,

[Cu(NH3)4](CH3COO)2}}}»>
,

[Ag(NH3)2]NO3}}}»>
.

Про кислород: Валентность кремния – возможности, число валентных электронов

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

Аммиак

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

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,
.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком
, обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и
.

Растворённый в
металл постепенно реагирует с образованием амида:

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.

Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные — чёрными^[31].

Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры^[31].
Нашатырный спирт реагирует с йодом с образованием крайне нестабильного аддукта (иодистый азот) в сухом кристаллическом состоянии, что используется как эффектный химический опыт^{[источник не указан 101 день]}.

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.

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) (см. Аммиачная холодильная установка).

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 кипячёной 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:

+ 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.

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

NH3 ^ + NaCl + H2O}}}»>
.

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

CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O}}}»>
.

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

Расходные нормы на тонну аммиака

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.

Физиологическое действие и токсикология

Аммиак NH₃ (аммониак, нитрид водорода) относится к умеренно-токсичным химическим веществам, однако в больших концентрациях (как и другие пниктогеноводороды) он может стать сильным ядом для человека.

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.

Аммиак в медицине

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.

Читать на другом языке

Последние изменения на 07:26 28 мая 2013

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:

[Cu(NH3)4]SO4}}}»>
.

[Ni(NH3)6](NO3)2}}}»>
.

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