Cвойства аммиака

16 февраля 2015 в 17:50 , 21 января 11:52

Аммиак представляет собой бинарное неорганическое химическое соединение азота и водорода

Аммиак (Ammonia, нитрид водорода) — химическое соединение азота и водорода с формулой NH₃, 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) 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 неподеленных электронов, в отличие от двух 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.

Аммиа́чный, -ая, -ое. А-ые соединения. А. запах. А-ая селитра.

(от греч. háls ammōniakós — нашатырь), NH₃, бесцветный газ с резким удушающим запахом; плотность жидкости 0,681 г/см³ (–33,35ºC), t_пл –77,7ºC, t_кип 33,35ºC; при давлении 0,9 МПа сжижается при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде; водный раствор — нашатырный спирт. Получают каталитическим синтезом из азота и водорода под давлением. Применяют в производстве азотной кислоты и удобрений (⁴/₅ производимого аммиака), аммониевых солей, синильной кислоты, соды. Жидкий аммиак — хладагент, высококонцентрированное удобрение. Взрывоопасен. Токсичен.

АММИА́К (от греч. hals ammoniakos — амонова соль, нашатырь, который получали около храма бога Амона в Египте), NH₃, бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет форму правильной пирамиды. Связи N—H полярны. Молярная масса 17 г/моль. Плотность 0,639 г/дм³. Температура кипения –33,35 °C, температура плавления –77,7 °C. Критическая температура 113 °C, критическое давление 11,425 кПа. Теплота испарения 23,27 кДж/моль, теплота плавления 5,86 кДж/моль.

Получение
Впервые чистый аммиак был получен в 1774 Дж. Пристли (см. ПРИСТЛИ Джозеф). Промышленную технологию получения аммиака разработали и осуществили в 1913 немцы Ф. Габер (см. ГАБЕР Фриц) и К. Бош (см. БОШ Карл), получившие за свои исследования Нобелевские премии.

В промышленности аммиак получают в стальных колоннах синтеза, наполненных катализатором — пористым железом. Через колонну под давлением 30 МПа и при температуре 420—500 °C пропускают смесь азота и водорода. Так как реакция

3Н₂ + N₂ = 2NH₃ + 104 кДж

обратима, при однократном проходе газовой смеси через колонну в аммиак превращается не более 15—25% исходных веществ. Для полного превращения необходима многократная циркуляция, которую осуществляют с помощью компрессора. В цикл непрерывно вводят свежую газовую смесь взамен использованной на образование аммиака.

В лаборатории газообразный аммиак получают нагреванием аммиачной воды или твердой смеси NH₄Сl и Сa(OH)₂:

2NH₄Сl + Сa(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂О

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

Физические и химические свойства
Хорошо растворим в воде (700 объемов NH₃ в 1 объеме воды при комнатной температуре). Максимальная массовая концентрация (%) аммиака в водном растворе 42,8 (0 °C), 33,1 (20 °C), 23,4 (40 °C). Плотность водных растворов аммиака (кг/дм³): 0,97 (8% по массе), 0,947 (16%), 0,889 (32 %). Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, ее концентрация 25%. В водном растворе аммиак частично ионизирован, что обусловливает щелочную реакцию раствора:

NH₃ + Н₂О = NH₄⁺ + ОН^–

На самом деле молекул NH₄ОН в растворе не существует. Атом N в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную пару. Он не может быть соединен с атомами кислорода и водорода пятью полярными ковалентными (см. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ) связями. Имеется в виду гидратированный аммиак, NН₃·Н₂О.

Аммиак проявляет свойства основания (основания Бренстедта (см. БРЕНСТЕД Иоханнес Николаус)). В кислой среде молекула NH₃ присоединяет ион Н⁺, образуется ион аммония NH₄⁺. Реагируя с кислотами, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония:

NH₃ + HCl = NH₄Cl

Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. Растворы солей, образованные аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Смесь аммиака и воздуха взрывоопасна. Но горит аммиак только в чистом кислороде бледным зеленым пламенем:

4NH₃ + 3О₂ = 2N₂ + 6Н₂О,

применение платинового катализатора, образуется оксид азота (II) NО:

4NH₃ + 5О₂ = 4NО + 6Н₂О

Аммиак обладает восстановительными свойствами:

2NH₃ + Fe₂O₃= 2Fe + N₂ + 3H₂O

При определенных условиях аммиак реагирует с галогенами . Щелочные и щелочно-земельные металлы реагируют с жидким и газообразным аммиаком, давая амиды (см. АМИДЫ КИСЛОТ). При нагревании в Атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si и другие) образуют нитриды . Жидкий аммиак взаимодействует с серой :

10S + 4 NH₃ = 6 Н₂S + N₄S₄При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород.

Применение
В промышленности аммиак используют при получении азотной кислоты HNO₃, в производстве азотных минеральных удобрений, в качестве хладагента. Аммиачная вода является азотным удобрением. Нашатырный спирт используют в медицине.

Физиологическое действие
Аммиак ядовит, ПДК 20 мг/м³. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги. При содержании в воздухе 0,5% по объему аммиак сильно раздражает слизистые оболочки. При остром отравлении поражаются глаза и дыхательные пути. При хроническом отравлении — расстройство пищеварения, катар верхних дыхательных путей, ослабление слуха.

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.

Содержание

Химические свойства
История названия
Жидкий аммиак
Комплексообразование
Биологическая роль
Физиологическое действие
Применение
Получение
Расходные нормы на тонну аммиака
Аммиак в медицине
Производители аммиака
Интересные факты
Также
Ссылки
Литература
Аммиак, формула, газ, характеристики:
[править] Химические свойства
Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:
Физические свойства аммиака:
[править] Физические свойства
Химические свойства аммиака:
Аммиак. Опасен при вдыхании и незаменим в промышленности
Получение аммиака в промышленности и лаборатории. Химические реакции – уравнения получения аммиака:
Химические
Аммиак газ
Смотреть что такое «Аммиак газ» в других словарях:
Свойства аммиака (сухой насыщенный пар)

Химические свойства

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

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 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:

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

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

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).

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

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

$\mathsf{NH_4OH = NH_3 + H_2O}$

Про кислород: Остаточное давление в газовом баллоне — что это и каким должно быть

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:

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

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.

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 [Э(NH₃)₆] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH₃.

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.

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:

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

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

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.

Биологическая роль

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

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

Физиологическое действие

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

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³^[2].

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³^[3]. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³^[4]. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

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

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области^[5].

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.

Противоморозная добавка для сухих строительных растворов, относящаяся к ускорителям. Рекомендуемая дозировка — 2…8 % массы компонентов сухой смеси в зависимости от температуры применения. Аммиачная вода — продукт (NH_3*H₂O), представляющий собой газообразный аммиак NН₃, растворенный в воде.

Получение

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.

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

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, формула, газ, характеристики:

Аммиак – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак (NH3) – наиболее простое и устойчивое соединение азота с водородом.

Химическая формула аммиака NH3. Изомеров не имеет.

Строение молекулы аммиака:

Форма молекулы аммиака напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота. 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 ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония NH4+. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

Про кислород: 6 признаков неисправности лямбда зонда - Статьи

Аммиак – при нормальных условиях бесцветный газ, с резким характерным запахом (запах «нашатырного спирта»).

Аммиак – токсичное горючее газообразное вещество, обладающее свойством образовывать при контакте с воздухом взрывоопасную смесь.

Легче воздуха. Плотность по сравнению с плотностью воздуха 0,59. Таким образом, аммиак практически вдвое (в 1,7 раза) легче воздуха. Его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

Аммиак – это горючий газ. Пожаро- и взрывоопасен. В чистом кислороде аммиак сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Аммиак горит при наличии постоянного источника огня. Наличие масел и другого горючего увеличивает пожаровзрывоопасность этого вещества.

Аммиак образует с воздухом взрывоопасную смесь. Концентрационные пределы распространения пламени – 15,0-33,6 объемные доли, %; либо 107-240 г/м3. Наиболее легковоспламеняемая концентрация 24,5% (180 г/м3).

Хорошо растворим в воде как в газообразном, та и в жидком состоянии. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика – около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. При растворении аммиака в воде выделяется значительное количество тепла.

Водный раствор аммиака имеет сильную щелочную реакцию вследствие образования гидроокиси аммония NH4OH.

Аммиак относится к токсичным веществам, к IV классу опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007. ПДК аммиака в атмосферном воздухе населенных мест по ГОСТ 6221-90 составляет: максимально разовая – 0,2 мг/м3; среднесуточная – 0,04 мг/м3. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) по ГОСТ 12.1.005-88 составляет 20 мг/м³. Ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм, т.к. запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Аммиак по физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и резорбтивным действием. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Жидкий аммиак или струя газа, попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Аммиак в следовых количествах содержится в природе и планетах Солнечной системы. Почки человека выделяют аммиак для нейтрализации избыточной кислоты.

Ежегодное мировое промышленное производство аммиака составляет более 180 млн тонн. Он относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH3.

[править] Химические свойства

Электронная и структурная формулы аммиака
Молекулы аммиака образуются с помощью ковалентных связей. Однако связи N — Н в молекуле аммиака полярные, так как электронная пара смещена к атому азота. Поэтому атом азота имеет отрицательный заряд, а атом водорода — положительный. В химическом отношении аммиак является восстановителем, а сам обычно окисляется до свободного азота. Так, в атмосфере кислорода аммиак горит:

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Аммиак также легко восстанавливает монооксид меди до металлической меди при высокой температуре:

3CuO + 2NH3 = 3Cu + N2 + 3H2O

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики:

Жидкий аммиак – бесцветная жидкость, сильно преломляющая свет.

Аммиак как жидкость является хорошим растворителем для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные, щелочноземельные металлы, а также другие простые вещества, как, например, фосфор, йод, сера. Слабо растворяются в жидком аммиаке азотнокислые, хлористые и бромистые соли, а соли серной, угольной, уксусной и фосфорной кислот, как правило, нерастворимы.

Чистый жидкий аммиак является диэлектриком, поэтому способен к образованию на стенках сосудов статического электричества.

Сжиженный безводный аммиак относится к трудногорючим веществам.

Жидкий аммиак или струя газа, попадая на кожу человека, вызывает сильные ожоги.

Твёрдый аммиак внешне представляет собой снегообразную массу из кубических кристаллов правильной формы.

Физические свойства аммиака:

* при температуре выше критической температуры газ невозможно сконденсировать ни при каком давлении.

[править] Физические свойства

Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом и едким вкусом. Он почти в два раза легче воздуха. При −33,35 °С и обычном давлении аммиак сжижается в бесцветную жидкость, а при −77,75 °C замерзает, превращаясь в бесцветную кристаллическую массу. Его хранят и транспортируют в жидком состоянии в стальных баллонах под давлением 6-7 атм.

В воде аммиак растворяется очень хорошо: при 0 °С и обычном давлении в 1 объеме воды растворяется около 1200 объемов NH3, а при 20 °С — 700 объемов. Концентрированный раствор содержит 25 % NH3 и имеет плотность 0,91 г/см3. Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой или нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит до 10 % NH3, аммиачная вода — от 10 % и более. При нагревании раствора аммиак легко испаряется.

Химические свойства аммиака:

Основные свойства аммиака обусловлены наличием неподеленной пары электронов у атома азота. Степень окисления азота в аммиаке «-3» – минимальная. Поэтому в химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает в реакции взаимодействия со многими веществами и проявляет только восстановительные свойства.

Для аммиака характерны следующие химические реакции:

1. реакция взаимодействия аммиака и воды:

NH3 + H2O ⇄ NH3•H2O.

В результате реакции образуется гидрат аммония (NH3•H2O или NH4OН). Раствор аммиака в воде имеет щелочную среду.

При кипении гидрат аммиака разлагается с образованием аммиака и воды.

2. реакция взаимодействия аммиака и ортофосфорной кислоты:

В результате реакции образуется дигидрофосфат аммония.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими кислотами – с образованием солей аммония.

3. реакция взаимодействия аммиака и кислорода – горения аммиака:

В результате реакции образуется азот и вода. Реакция носит необратимый характер.

4. реакция каталитического окисления аммиака:

В результате первой реакции образуются оксид азота (II) и вода. В качества катализатора используются платина и ее сплавы с металлами-платиноидами, оксиды железа, марганца, кобальта, хрома и др.

В результате второй реакции образуются азотная кислота и вода. Это промышленный способ получения азотной кислоты. При этом смесь воздуха с 10% (по объему) аммиака пропускается над рядами металлических сеток (платина с 5-15% родия) при температуре около 850 оС и давлении 5 атм; время контактирования с катализатором ограничено до ≤ 1 мс чтобы минимизировать нежелательные побочные реакции. Степень превращения составляет около 96% (одна из наиболее эффективных из известных промышленных каталитических реакций); выходящие газы пропускают через абсорбционную колонну и получают 60%-й водный раствор азотной кислоты при 40°C. Реакция протекает в три стадии.

5. реакция взаимодействия аммиака и оксида меди:

В результате реакции образуются азот, медь и вода. В ходе реакции аммиак пропускается через нагретый оксид меди.

6. реакция термического разложения аммиака:

2NH3 ⇄ N2 + 3H2 (t = 1200-1300 оС).

В результате реакции образуются азот и водород.

7. реакция взаимодействия аммиака и фтора:

В результате реакции образуются фтороводород и азот. Реакция происходит при высоких температурах.

Аналогичным образом протекают реакции аммиака с другими галогенами.

8. реакция взаимодействия оксида калия и аммиака:

В результате реакции образуются амид калия и гидроксид калия. Реакция медленно протекает в жидком аммиаке.

Аммиак. Опасен при вдыхании и незаменим в промышленности

При отравлении аммиаком необходимо принять следующие меры:

Первая медицинская помощь: промыть глаза и лицо водой, надеть противогаз или ватно-марлевую повязку, смоченную 5% раствором лимонной кислоты, открытые участки кожи обильно промыть водой, немедленно покинуть очаг заражения.

Индивидуальная защита: изолирующий и фильтрующие противогазы марок М, КД, респиратор РПГ-67КД, при их отсутствии — ватно-марлевая повязка, смоченная 5% раствором лимонной кислоты, защитный костюм, резиновые сапоги, перчатки.

Действия общего характера: удалить посторонних. Держаться с наветренной стороны.

Изолировать опасную зону и не допускать посторонних. В зону аварии входить только в полной защитной одежде. Соблюдать меры пожарной безопасности, не курить.

При утечке и разливе: устранить источники открытого огня. Устранить течь. Для осаждения газов использовать распыленную воду. Оповестить об опасности отравления местные органы власти. Эвакуировать людей из зоны, подвергшейся опасности заражения ядовитым газом. Не допускать попадания вещества в водоемы, тоннели, подвалы, канализацию. В случае загрязнения воды сообщить СЭС.

При пожаре: убрать из зоны пожара, если это не представляет опасности, и дать возможность догореть. Не приближаться к горящим емкостям. Охлаждать емкости водой с максимального расстояния. Тушить распыленной водой, воздушно-механической пеной с максимального расстояния.

Случаи утечки аммиака

В декабре 1999 года в Калининградской области в приграничном с Литвой городе Советске на целлюлозно-бумажном комбинате произошла авария, в результате которой из резервуаров на почву вытекло более 100 тонн аммиачной воды.

В мае 2000 года в Черкасской области Украины в результате железнодорожной аварии из двух вагонов-цистерн вылилось около 100 тонн аммиачной воды.

В апреле 2001 года на холодильной установке в колбасном цехе ОАО «Поиск» в Томске произошел взрыв емкости с аммиаком. В момент взрыва в цехе находились 40 человек, шестеро из них получили ранения.

В сентябре 2005 года произошел аварийный выброс аммиака на Калининградском мясокомбинате.

В июле 2006 аварийный выброс аммиака произошел в г. Корсакове Сахалинской области. На территории предприятия «Корсаковский рыбоконсервный завод» при замене сальника на вентиле трубопровода, соединяющего емкость для хранения аммиака с компрессором, произошел выброс аммиака в объеме до 70 кг. В результате выброса пострадало 3 человека.

В январе 2007 года на северо-востоке Москвы три человека пострадали в результате утечки аммиака. На территории завода железобетонных конструкций были обнаружены 20 баллонов с аммиаком. Из баллона, в котором еще находился аммиак, произошла утечка, и образовалось небольшое аммиачное облако.

В феврале 2007 года в Дзержинске Нижегородской области произошел выброс аммиака из теплообменника в цехе этанол-амина ООО «Синтез-Ока». Утечка произошла в результате разгерметизации фланцевого соединения аппарата Т-12, предназначенного для испарения аммиака.

Области применения аммиака

Аммиак — один из самых важных продуктов химической промышленности.

Большая часть получаемого в промышленности аммиака идёт на приготовление азотной кислоты, азотных удобрений, красителей. Применяется аммиак и для получения взрывчатых веществ. Широко используются водные растворы аммиака. Как слабое летучее основание, он применяются в химических лабораториях и производствах. С помощью аммиака получают пищевую соду.

В медицине 10% водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт. Резкий запах аммиака раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров, поэтому при обморочных состояниях или алкогольном отравлении пострадавшему дают вдыхать пары нашатырного спирта.

При пайке металлов используют хлорид аммония — нашатырь — NH4Сl. При высокой температуре нашатырь разлагается с образованием аммиака, который очищает поверхности паяльника и спаиваемого изделия от оксидов металлов.

Про кислород: «Какая оптимальная температура для процесса заправки газовых баллонов? Дополнительно мы предлагаем услуги по заправке пропаном для клиентов в Москве и Подмосковье, а также удобные варианты доставки газа»

При испарении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты, поэтому его используют в холодильных установках.

Получение аммиака в промышленности и лаборатории. Химические реакции – уравнения получения аммиака:

Аммиак в лабораторных условиях получается в результате следующих химических реакций:

1. действия гидроксида натрия на хлорид аммония:

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид натрия и вода.

2. действия гидроксида кальция на сульфат аммония:

В результате реакции образуются газообразный аммиак, сульфат кальция и вода.

3. действия гидроксида кальция на хлорид аммония:

В результате реакции образуются газообразный аммиак, хлорид кальция и вода.

Таким образом, для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

Аммиак в промышленности получают путем прямого взаимодействия водорода и азота:

N2 + 3H2 ↔ 2NH3 (kat = пористое железо с примесями Al2O3 и K2O, t = 500 оС, p = 350 атм.).

За счет высокого давления равновесие в указанной реакции смещается в сторону аммиака. Это так называемый процесс Габера. Немецкий физик Фриц Габер разработал физико-химические основы метода.

Химические

Степень окисления азота в составе аммиака – -3, водорода – +1. При образовании аммиака водород окисляет азот, отнимая у него три электрона. За счёт оставшейся пары электронов азота и лёгкого отделения атомов водорода аммиак является активным соединением, вступающим в реакции с простыми и сложными веществами.

Основные химические свойства описаны в таблице.

Рис. 3. Горение аммиака.

16 февраля 2015 в 17:50 , 21 января 11:52

Аммиак представляет собой бинарное неорганическое химическое соединение азота и водорода

Аммиак газ

Аммиак, или аммониак — бесцветный газ с чрезвычайно острым, характерным, вызывающим слезы запахом, состоящий из 1 объема азота и 3 объемов водорода, а потому отвечающий формуле NH . Аммиак был открыт Пристлеем и назван им щелочным воздухом или газом. В чистом виде он получается при слабом нагревании смеси измельченного нашатыря и едкой извести; выделяющийся газ следует собирать над ртутью или же таким образом, что сосуд, в котором ведется реакция, снабжают открытой с обоих концов стеклянной трубкой, направленной вверх, и над нею помещают опрокинутую горлом вниз склянку, при чем удельно более легкий аммиак вытесняет находящийся в склянке воздух. Под давлением в 6,5 атмосфер и при температуре в 10° Ц. аммиак сгущается в жидкость, кипящую при —33,7° Ц (при 749 миллим. дав.); при температурах, лежащих ниже точки кипения сжиженного аммиака, достаточно уже собственного давления газа, чтобы перевести его в жидкое состояние. Сгущенный аммиак представляет бесцветную, весьма подвижную, сильно преломляющую свет жидкость с удельным весом 0,63 при 0°. При очень низких температурах, получающихся при смешении твердой угольной кислоты с эфиром, жидкий аммиак затвердевает в кристаллическую массу, плавящуюся при —75° Ц. При пропускании через раскаленную трубку газообразный аммиак распадается с удвоением объема на свои составные части: азот и водород. Он необыкновенно легко растворяется в воде с сильным выделением тепла, причем один объем воды, охлажденной льдом до 0°, поглощает, по Бунзену, 1050 объемов газа; при возвышении температуры аммиак снова выделяется из такого раствора в газообразном состоянии; так, при нагревании до 20° Ц. раствора, насыщенного при 0°, объемное содержание аммиака падает до 654, причем приблизительно удаляется объем газа в 400 раз больший, чем объем жидкости; таким образом из сильно концентрированных водных растворов можно получать аммиак при весьма слабом подогревании. На воздухе этот газ не загорается, но в смеси воздуха с аммиаком зажженная свеча продолжает гореть, причем пламя ее увеличивается, а аммиак расходуется во время горения; если пропускать кислород через подогретый концентрированный раствор аммиака, то получающаяся смесь аммиака с кислородом может быть зажжена и горит бледно-желтоватым пламенем. Этот опыт, однако, следует производить с предосторожностями, так как смесь обоих газов взрывает. Совершенно безопасно можно демонстрировать такое горение, опуская трубку, приводящую кислород, в сосуд с горячим водным раствором аммиака; если приблизить пламя к отверстию сосуда, то происходит воспламенение, и если затем приводящую кислород трубку мы поместим в широкой части склянки, то идет правильное видимое горение; кислород при этом как будто бы сгорает в аммиаке, но такой обратный порядок вещей зависит от того, что горит собственно не кислород, а аммиак в месте соприкосновения с кислородом. При накаливании с окисями металлов аммиак, подобно водороду, восстановляет в большинстве случаев окиси в металлы с выделением свободного азота, причем некоторые металлы соединяются с выделяющимся азотом. Водный аммиак разлагается хлором, бромом и йодом, причем освобождается азот и образуются соли аммония; в присутствии их при избытке хлора или йода являются условия для образования сильно взрывчатого соединения, хлористого азота. При пропускании над раскаленным углем аммиак дает цианистые соединения.

Если через смесь азота с водородом, прямо не соединяющихся друг с другом при обыкновенных условиях, пропускать продолжительное время электрические искры, то образуется аммиак. Он образуется также при действии водорода в момент выделения на азотнокислые соли или азотную кислоту, на окись азота и прочие высшие степени окисления азота; далее, аммиак образуется при прокаливании весьма многих азотсодержащих соединений с гидратами щелочей или натронной известью; при кипячении амидов с едкими щелочами; при гниении или сухой перегонке азотистых органических веществ; при нагревании цианистых соединений в парах воды.

Небольшие количества аммиака находятся в воздухе в виде углекислой и азотнокислой соли аммония, откуда они уносятся атмосферными осадками, как, например, дождем, росой, снегом, и достигают, таким образом, поверхности земли уже в более концентрированном состоянии; поглощенный почвою аммиак является важным питательным материалом для растительных организмов и преобразуется ими в белки и прочие необходимые составные части растений.

Аммиак прямо соединяется со всеми кислотами с образованием солей аммония (см. Аммоний), зачастую называемых также аммиачными солями. С ангидридами кислот он соединяется, образуя амиды и аминовые кислоты. Некоторые соли вступают в соединение с аммиаком, напр. хлористое серебро и хлористый кальций; последний не может по этой причине служить для сушения влажного аммиака; сухое соединение хлористого серебра с аммиаком впервые было применено Фарадеем для получения жидкого аммиака: он нагревал для этого вышеупомянутое вещество в коротком колене изогнутой и запаянной с обеих концов толстостенной стеклянной трубки, при чем аммиак сгущался в другом ее конце, помещенном в охладительной смеси.

Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона. — С.-Пб.: Брокгауз-Ефрон.
.

Смотреть что такое «Аммиак газ» в других словарях:

Аммиак (NН₃) – токсичное горючее газообразное вещество, обладающее свойством образовывать при контакте с воздухом взрывоопасную смесь.

При нормальном давлении и комнатной температуре существует в виде газа. Для использования в производстве и при транспортировании аммиак (нитрид водорода) сжижают.

Технический аммиак используется как основное сырьё при производстве большого количества веществ, содержащих азот и используемых в разных отраслях промышленности: минеральных удобрений, азотной и синильной кислот, в общем органическом синтезе и т.д.

В таблице представлены плотность и теплофизические свойства аммиака в газообразном состоянии в зависимости от температуры при давлении 760 мм.рт.ст. Свойства аммиака указаны при температуре от -23 до 627 °С.

В таблице даны следующие свойства аммиака:

плотность аммиака, кг/м³;
удельная теплоемкость, кДж/(кг·град);
коэффициент теплопроводности, Вт/(м·град);
динамическая вязкость, Па·с;
кинематическая вязкость, м²/с;
температуропроводность, м²/с;
число Прандтля.

По данным таблицы видно, что свойства аммиака существенно зависят от температуры. Так, с ростом температуры уменьшается плотность аммиака, и число Прандтля; остальные характеристики этого газа увеличивают свои значения.

Например, при температуре 27°С (300 К) аммиак имеет плотность, равную 0,715 кг/м³, а при нагревании до 627°С (900 К) плотность аммиака снижается до величины 0,233 кг/м³.

Плотность аммиака при комнатной температуре и нормальном атмосферном давлении существенно ниже плотности воздуха при этих условиях.

Примечание: Будьте внимательны! Теплопроводность аммиака в таблице указана в степени 10³. Не забудьте разделить на 1000.

Свойства аммиака (сухой насыщенный пар)

В таблице даны теплофизические свойства сухого насыщенного пара аммиака в зависимости от температуры.
Свойства приведены в интервале температуры от -70 до 70 °С.

В таблице указаны следующие свойства пара аммиака:

давление насыщенных паров, МПа;
плотность аммиака, кг/м³;
теплота фазового перехода, кДж/кг;
удельная теплоемкость, кДж/(кг·град);
теплопроводность, Вт/(м·град);
температуропроводность, м²/с;
динамическая вязкость, Па·с;
кинематическая вязкость, м²/с;
число Прандтля.

Свойства аммиака сильно зависят от температуры. Имеет место прямая зависимость между температурой и давлением насыщенных паров аммиака.
Плотность насыщенного пара аммиака при этом значительно увеличивается. Снижаются значения температуропроводности и вязкости. Теплопроводность насыщенного пара аммиака в таблице указана в степени 10⁴. Не забудьте разделить на 10000.