Что такое nh3 в химии и 2.

        NH₃, простейшее химическое соединение азота с водородом. Один из важнейших продуктов химической промышленности; синтез А. из азота воздуха и водорода — основной метод получения т. н. связанного Азота. В природе А. образуется при разложении азотсодержащих органических веществ. Название «А.» — сокращенное от греч. hals ammoniakos или лат. sal ammoniacus; так назывался нашатырь (Аммония хлорид), который получали в оазисе Аммониум (ныне Сива) в Ливийской пустыне.

         Физические и химические свойства. А. — бесцветный газ с резким удушливым запахом и едким вкусом. Плотность газообразного А. при 0°С и 101,3 кн/м² (760 мм рт. ст.) 0,7714 кг/м³, t_кип —33,35°С, t_пл —77,70°С, t_кpит 132,4°С, давление критическое 11,28 Мн/м² (115,0 кгс/см²), плотность критическая 235 кг/м³, теплота испарения 23,37 кдж/моль (5,581 ккал/моль). Сухая смесь А. с воздухом способна взрываться; границы взрывчатости при комнатной температуре лежат в пределах 15,5—28% А., с повышением температуры границы расширяются. А. хорошо растворим в воде (при 0°С объём воды поглощает около 1200 объёмов А., при 20 °С — около 700 объёмов А.). При 20°С и 0,87 Мн/м² (8,9 кгс/см²) А. легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий А. сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей (См. Водородная связь). Жидкий А. практически не проводит электрический ток. Жидкий А. — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый А. — бесцветные кубические кристаллы.

         Молекула А. имеет форму правильной тригонометрической пирамиды с атомом N в вершине; углы между связями H—N—H 108°, межатомные расстояния H—N—H 1,015Å, H—H 1,64Å.

         Интересным свойством молекул А. является их способность к структурной инверсии, т. е. к «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Инверсия связана с излучением строго определённой частоты, на основе чего была создана аппаратура для очень точного определения времени (молекулярные генераторы). Такие «молекулярные часы» позволили, в частности, установить, что продолжительность земных суток ежегодно возрастает на 0,43 мсек. Дипольный момент молекулы А. равен 1,43D. Благодаря отсутствию неспаренных электронов А. диамагнитен.

         А. — весьма реакционноспособное соединение. За счёт наличия неподелённой электронной пары у атома N особенно характерны и легко осуществимы для А. реакции присоединения. Наиболее важна реакция присоединения протона к молекуле А., ведущая к образованию иона аммония (См. Аммоний) NH⁺₄, который в соединениях с анионами кислот ведёт себя подобно ионам щелочных металлов. Такие реакции происходят при растворении А. в воде с образованием слабого основания — аммония гидроокиси (См. Аммония гидроокись) NH₄OH, а также при непосредственном взаимодействии А. с кислотами. Распространённый тип реакций присоединения — образование аммиакатов (См. Аммиакаты) при действии газообразного или жидкого А. на соли. Для А. характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с жидким и газообразным А., образуя в зависимости от условий Нитриды (Na₃N) или амиды (NaNH₂). А. реагирует также с серой, галогенами, углем, CO₂ и др. К окислителям в обычных условиях А. довольно устойчив, однако, будучи подожжён, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и свободный азот. Каталитическим окислением А. получают окись азота, превращаемую затем в азотную кислоту (См. Азотная кислота).

         Получение и применение. В лабораторных условиях А. может быть получен вытеснением его сильными щелочами из аммониевых солей по схеме: 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O. Старейший промышленный способ получения А. — выделение его из отходящих газов при коксовании (См. Коксование) угля. Основной современный способ промышленного получения А. — синтез из элементов — азота и водорода, предложенный в 1908 немецким химиком Ф. Габером.

         Наиболее распространённым и экономичным методом получения технологического газа для синтеза А. является конверсия углеводородных газов. Исходным сырьём в этом процессе служит природный газ, а также попутные нефтяные газы, газы нефтепереработки, остаточные газы производства ацетилена. Сущность конверсионного метода получения азото-водородной смеси состоит в разложении при высокой температуре метана и его гомологов на водород и окись углерода с помощью окислителей — водяного пара и кислорода. К конвертированному газу при этом добавляют атмосферный воздух или воздух, обогащенный кислородом. Синтез А. из простых веществ

        протекает с выделением тепла и уменьшением объёма. Наиболее благоприятными, с точки зрения равновесия, условиями образования А. являются возможно более низкая температура и возможно более высокое давление. Без катализаторов реакция синтеза А. вообще не происходит. В промышленности для синтеза А. используют исключительно железные катализаторы, получаемые восстановлением сплавленных окислов железа Fe₃O₄ с активаторами (Al₂O₃, K₂O, CaO, SiO₂, а иногда и MgO). Важный этап процесса синтеза — очистка газовой смеси от каталитических ядов (к ним относятся вещества, содержащие S, O₂, Se, P, As, пары воды, CO и др.).

         Способы производства синтетического А. различаются по применяемому давлению: системы низкого (10—15 Мн/м²), среднего (25—30 Мн/м²) и высокого (50—100 Мк/л²) давления. Наиболее распространены системы среднего давления (30 Мн/м² и 500°С) (1 Мн/м²(10 кгс/см²). Для увеличения степени использования газа в современных системах синтеза А. применяют многократную циркуляцию азото-водородной смеси — круговой аммиачный цикл (см. рис.).

         Свежий газ (азото-водородная смесь) и непрореагировавшие, т. н. циркуляционные газы поступают сначала в фильтр 1, где они очищаются от посторонних примесей, затем в межтрубное пространство конденсационной колонны 2, отдавая своё тепло газу, движущемуся по трубкам колонны. Далее газы проходят через испаритель 3, в котором происходят их дальнейшее охлаждение и конденсация А., увлечённого циркуляционными газами. Охлажденная смесь газов и сконденсировавшийся А. из испарителя направляются в разделительную часть (сепаратор) конденсационной колонны, где жидкий А. отделяется и как готовый продукт выводится по трубе в резервуар 9. Газообразный А., выходящий из испарителя, проходя брызгоуловитель 4, освобождается от капель жидкого А. и направляется в цех переработки или в холодильную установку на сжижение. Газы, освобожденные от А., из сепаратора поступают в колонну синтеза 5. Колонна синтеза внутри имеет катализаторную коробку с трубчатой или полочной насадкой и теплообменник. Газы, проходя через колонну синтеза, реагируют между собой; выходящая из колонны газовая смесь содержит 15 — 20% А. Далее эти газы поступают в конденсатор 6, где и происходит сжижение А. Жидкий А. отделяется в сепараторе 7 и поступает в резервуар 9, а непрореагировавшие газы подаются циркуляционным насосом 8 в фильтр 1 для смешения со свежей азото-водородной смесью.

         А. используется для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины (См. Мочевина), синильной кислоты (См. Синильная кислота), соды (См. Сода) по аммиачному методу. Так как жидкий А. имеет большую теплоту испарения, то. он служит рабочим веществом холодильных машин. Жидкий А. и его водные растворы применяют как Жидкие удобрения. Большие количества А. идут на аммонизацию Суперфосфата и туковых смесей.

         А. ядовит. Он сильно раздражает слизистые оболочки. Острое отравление А. вызывает поражения глаз и дыхательных путей, одышку, воспаление лёгких. Предельно допустимой концентрацией А. в воздухе производственных помещений считается 0,02 г/м³. А. хранят в стальных баллонах, окрашенных в жёлтый цвет, с чёрной надписью — А.

Лит.: Технология связанного азота, М., 1966.

В. К. Бельский.

        Агрегат синтеза аммиака (технологическая схема).

Большая советская энциклопедия. — М.: Советская энциклопедия.
.

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.

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

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.

Химические свойства

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

K_o=1,8·10⁻⁵

• Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

• 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:

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:

и в спиртах:

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

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:

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

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

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

(гидрохлорид метиламмония)

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

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

История названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (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

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

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

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:

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.

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:

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.

Биологическая роль

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

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

Физиологическое действие

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

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.

Применение

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

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. 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.

Получение

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.

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:

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

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

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

Интересные факты

• 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]

Также

• Аммиакопровод

Ссылки

• Аммиак, газ // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммиак водный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммониак // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммониемия // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• NIST Chemistry WebBook
• Искусственное изменение окраски лепестков цветов

Литература

• 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.

АММИАК, NH3

АММИАК, NH3, газ с резким запахом, tкип-33,35шС. Применяют аммиак в производстве азотной кислоты, удобрений, уротропина, как хладагент; водные растворы (нашатырный спирт) — жидкое удобрение, их используют также для аммонизации кормов, в производстве красителей, соды, марганца и др. Объем мирового производства аммиака около 100 млн. т в год.

.
.

Смотреть что такое «АММИАК, NH3» в других словарях:

Дата публикации:  17 июня 2022 г. в 14:49 (GMT+3)