Во сколько раз тяжелее или легче воздуха: а) кислород б) аммиак ? — Ответ

Аммиак легче или тяжелее воздуха?

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.

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.

Аммиак, получение, свойства, химические реакции.

Аммиак, NH3 – химическое соединение азота и водорода, состоящее из одного атома азота и трех атомов водорода, нитрид водорода.

Аммиак, формула, газ, характеристики

Видеоурок “Аммиак”

Аммиак, жидкость, твердое тело, характеристики

Физические свойства аммиака

Химические свойства аммиака

Получение аммиака в промышленности и лаборатории

Химические реакции – уравнения получения аммиака

Применение и использование аммиака

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.

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

Все справки>>

Биологическая роль

Аммиак является важным источником азота для живых организмов. Несмотря на высокое содержание свободного азота в атмосфере (более 75 %), очень мало живых существ способны использовать свободный, нейтральный двухатомный азот атмосферы, газ  N2.

Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов, необходим процесс, который называется «азотфиксацией». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных соединений, образующихся в почве в результате разложения органических (растительных и животных) остатков.

Другие, такие как бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны синтезировать аммиак из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназами. И хотя маловероятно, что когда-либо будут изобретены биомиметические методы, способные конкурировать по производительности с химическими методами производства аммиака из азота, тем не менее, учёные прилагают большие усилия к тому, чтобы как можно лучше понять механизмы биологической фиксации азота.

Научный интерес к этой проблеме отчасти мотивируется необычной структурой активного каталитического центра азотфиксирующего фермента (нитрогеназы), которая содержит необычный биметаллический молекулярный ансамбль  Fe7MoS9.

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.

Аммиак также играет важную роль как в нормальной, так и в патологической физиологии животных. Аммиак производится в процессе нормального метаболизма аминокислот, однако весьма токсичен в высоких концентрациях. Печень животных преобразует аммиак в мочевину с помощью серии последовательных реакций, известных как цикл мочевины.

Нарушение функции печени, такое, например, какое наблюдается при циррозе печени, может приводить к нарушению способности печени обезвреживать аммиак и образовывать из него мочевину, и, как следствие, к повышению уровня аммиака в крови, состоянию, называемому гипераммониемия.

К аналогичному результату — повышению уровня свободного аммиака в крови и развитию гипераммониемии — приводит наличие врождённых генетических дефектов в ферментах цикла мочевины, таких, например, как орнитин-карбамилтрансфераза. К тому же результату может приводить нарушение выделительной функции почек при тяжёлой почечной недостаточности и уремии: вследствие задержки выделения мочевины её уровень в крови возрастает настолько, что «цикл мочевины» начинает работать «в обратную сторону» — избыток мочевины гидролизуется обратно почками в аммиак и углекислый газ, и, как следствие, уровень аммиака в крови возрастает.

Гипераммониемия привносит свой вклад в нарушения сознания и развитие сопорозных и коматозных состояний при печёночной энцефалопатии и уремии, а также в развитие неврологических нарушений, часто наблюдаемых у больных с врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями.

Менее выраженная, однако клинически существенная, гипераммониемия может наблюдаться при любых процессах, при которых наблюдается повышенный катаболизм белков, например, при обширных ожогах, синдроме сдавления или размозжения тканей, обширных гнойно-некротических процессах, гангрене конечностей, сепсисе и т. д., а также при некоторых эндокринных нарушениях, таких, как сахарный диабет, тяжёлый тиреотоксикоз.

Особенно высока вероятность возникновения гипераммониемии при этих патологических состояниях в тех случаях, когда патологическое состояние, помимо повышенного катаболизма белков, вызывает также выраженное нарушение детоксицирующей функции печени или выделительной функции почек.

Аммиак важен для поддержания нормального кислотно-щелочного баланса крови. После образования аммиака из глютамина, альфа-кетоглутарат может быть далее расщеплён с образованием двух молекул гидрокарбоната, которые затем могут использоваться как буфер для нейтрализации кислот, поступающих с пищей.

Полученный из глютамина аммиак затем выделяется с мочой (как непосредственно, так и в виде мочевины), что, с учётом образования двух молекул бикарбоната из кетоглутарата, приводит в сумме к потере кислот и сдвигу pH крови в щелочную сторону. Кроме того, аммиак может диффундировать через почечные канальцы, соединяться с ионом водорода и экскретироваться совместно с ним ( NH3 H ⟶ NH4  ), и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма.

Аммиак и ионы аммония являются токсическим побочным продуктом метаболизма у животных. У рыб и водных беспозвоночных аммиак выделяется непосредственно в воду. У млекопитающих (включая водных млекопитающих), земноводных и у акул аммиак в цикле мочевины преобразуется в мочевину, поскольку мочевина гораздо менее токсична, менее химически реакционноспособна и может более эффективно «храниться» в организме до момента возможности её выделения.

История

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода.

Аммиак был очень нужен для синтеза соединений азота, поскольку получение их из чилийской селитры ограничивалось постепенным истощением запасов последней. Проблема уменьшения запасов селитры обострилась к концу XIX века. Только в начале XX века удалось изобрести процесс синтеза аммиака, пригодный для промышленности.

Это осуществил Ф. Габер, начавший трудиться над этой задачей в 1904 году и к 1909 году создавший небольшой контактный аппарат, в котором использовал повышенное давление (в соответствии с принципом Ле-Шателье) и катализатор из осмия. 2 июля 1909 года Габер устроил испытания аппарата в присутствии К. Боша и А.

Митташа, оба — от Баденского анилинового и содового завода (BASF), и получил аммиак. К. Бош к 1911 году создал крупномасштабную версию аппарата для BASF, а затем был построен и 9 сентября 1913 года вступил в строй первый в мире завод по синтезу аммиака, который был расположен в Оппау (ныне район в черте города Людвигсхафен-на-Рейне) и принадлежал BASF.

Какие из указанных газов легче воздуха: углекислый газ, азот…

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:

 CuSO₄ 4NH₃ ⟶ [Cu(NH₃)₄]SO₄.

 Ni(NO₃)₂ 6NH₃ ⟶ [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂.

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в тёмно-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.

Оксиды азота

В отличие от других химических элементов, азот образует большое число оксидов: N2O, NO, N2O3, NO2, N2O4 и N2O5, каждый из которых является кислотным. В таблице показали, какой оксид какой кислоте соответствует:

Оксид азота (I) N2O. Несолеобразующий оксид, представляет собой бесцветный газ с приятным запахом и сладковатым привкусом. По своей молярной массе тяжелее воздуха и растворим в воде. У этого оксида есть и другие названия, самое распространенное из них — закись азота.

Оксид азота (II) NO. Несолеобразующий оксид, который при нормальный условиях является бесцветным газом, плохо растворяется в воде и в больших концентрациях ядовит для человека.

Оксид азота (III) N2O3. Соединение очень неустойчивое и существует только при низких температурах. В твердом и жидком состоянии оксид азота (III) окрашен в ярко-синий цвет. При температуре выше 0 градусов разлагается до оксида азота (II) и оксида азота (IV).

Оксиды азота (IV) NO2 и N2O4. Твердый оксид азота (IV) бесцветный, так как состоит из молекул N2O4. При нагревании появляется коричневая окраска, которая усиливается с повышением температуры по мере увеличения NO2 в смеси. Эти оксиды хорошо растворимы в воде и взаимодействуют с ней.

Оксид азота (V) N2O5. Азотный ангидрид, который образуется в виде летучих бесцветных гигроскопичных кристаллов. Это крайне неустойчивое вещество, которое распадается в течение нескольких часов. При нагревании распадается со взрывом на оксид азота (IV) и газообразный кислород.

Получение

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

 N₂    3H₂ ⇄ 2NH₃ 91,84 кДж.

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

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из принципа Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции.

Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит, и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

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

Получение аммиака

Получение аммиака в технике и в лаборатории осуществляется по разному. В лаборатории аммиак получают при нагревании нашатыря (хлорид аммония) и натронной извести (рис. 60) по уравнению:

2NH4Cl Са(ОН)2 = СаСl2 2NH4OH

Следует отметить, что все детали прибора, служащие для лабораторного получения аммиака, должны быть абсолютно сухими. Если пробирку с собранным аммиаком опрокинуть в воду, то можно сразу заметить, как вода входит в пробирку, занимая в ней тот объем, который занимал аммиак, подобно тому как это происходило с хлористым водородом.

В технике аммиак получают синтезом из азота и водорода по уравнению:

N2 3Н2 = 2NH3  22 ккал

В бывшем СССР производство синтетического аммиака началось в 1928 г.

Как уже упоминалось ранее, процесс соединения азота с водородом является равновесным каталитическим процессом. Катализатором служит металлическое железо с незначительными добавками соединений калия и алюминия. Из уравнения видно, что для смещения равновесия вправо целесообразно увеличивать давление.

Однако увеличение давления может осуществляться лишь в определенных пределах, иначе это сильно удорожает производство. Как известно, другим фактором, влияющим на равновесие, является температура. В данном случае для смещения равновесия вправо смесь газов следует охлаждать, но тогда сильно снижается скорость реакции и уменьшается активность катализатора.

Таким образом, температуру приходится поддерживать на определенном уровне. Влияние третьего фактора — изменения концентрации — также может быть использовано: если постоянно отводить образующийся аммиак, т. е. снижать его концентрацию, то равновесие сместится вправо.

Процесс ведут обычно в колоннах синтеза под давлением от 300 до 1000 атм и при температуре 400—500°. В процессе синтеза из смеси постоянно отводят аммиак, переводя его в жидкое состояние, а не прореагировавшую смесь азота и водорода вновь направляют в колонну синтеза.

Статья на тему Азот

Производители аммиака

Производители аммиака в России

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

По итогам 2022 года в России было произведено 14,8 млн тонн аммиака ( 2 % к 2022 году) (по данным Росстата). Производство аммиака в России сконцентрировано в Приволжском федеральном округе (46 % по итогам 2022 года). Далее следуют Центральный федеральный округ (23 %) и Северо-Западный федеральный округ (16 %).

Порядка 25 % российского производства аммиака отправляется на экспорт. Так, в 2022 году объём российского экспорта аммиака (по данным ФТС) составил составил 3,6 млн тонн ( 6 % к 2022 году) на сумму 1,6 млрд долл. США.

Ключевыми странами-получателями в 2022 году стали Украина, Финляндия и Литва.

Производители аммиака на Украине

Физиологическое действие

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

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи.

При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³.

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

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

Физические свойства аммиака:

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

Химические свойства

 NH₃ H ⟶ NH₄ .

 NH₃ H₂O ⟶ NH₄ OH⁻ , K_o=1,8⋅10⁻⁵.

 NH₃ HNO₃ ⟶ NH₄NO₃.

 2NH₃  2K ⟶ 2KNH₂ H₂.

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы  OH− и  NH2−, а также молекулы  H2O и  NH3 изоэлектронны.

 NaNH₂ H₂O ⟶ NaOH NH₃.

и в спиртах:

 KNH₂ C₂H₅OH ⟶ C₂H₅OK  NH₃.

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

 KNH₂ ⇄ K NH₂⁻ .

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

 2NH₃ →^{1200—1300∘C} N₂ 3H₂  (реакция обратима),

 4NH₃ 3O₂ ⟶ 2N₂ 6H₂O  (без катализатора, при повышенной температуре),

 4NH₃ 5O₂ ⟶ 4NO 6H₂O  (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

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

 3CuO 2NH₄Cl ⟶ 3Cu 3H₂O 2HCl N₂.

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

 2NH₃ NaOCl ⟶ N₂H₄ NaCl H₂O.

 NH₃ CH₃Cl ⟶ [CH₃NH₃]Cl  (гидрохлорид метиламмония).

 2CH₄ 2NH₃ 3O₂ ⟶ 2HCN 6H₂O,

 Cu(NO₃)₂ 4NH₃ ⟶ [Cu(NH₃)₄](NO₃)₂,

 Cu3(PO₄)₂ 12NH₃ ⟶ [Cu(NH₃)₄]₃(PO₄)₂,

 Cu(CH₃COO)₂ 4NH₃ ⟶ [Cu(NH₃)₄](CH₃COO)₂,

 AgNO₃ 2NH₃ ⟶ [Ag(NH₃)₂]NO₃.

Химические свойства азота

Азот химически малоактивен из-за наличия все той же тройной связи. Она же обуславливает малую термическую устойчивость соединений азота при нагревании. В химических реакциях азот может проявлять себя и как окислитель, и как восстановитель благодаря широкому спектру возможных степеней окисления.

Как восстановитель азот реагирует:

• с фтором
  N₂ F₂ = 2NF₃

• с кислородом
  N₂ O₂ = 2NO

Эти реакции проходят при температуре выше 1000 градусов Цельсия либо в электрическом заряде.

Как окислитель азот реагирует:

• с металлами
  N₂ 6Li = 2Li₃N

  азот реагирует при обычных условиях только с литием, а с щелочноземельными металлами — только при нагревании;

• с водородом
  N₂ 3H₂ = 2NH₃

  реакция протекает обратимо в присутствии металлического железа в качестве катализатора.

Рассмотрим способы получения азота. В промышленности его получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, а вот в лаборатории азот получают иначе. Вот лишь некоторые способы:

• реакция взаимодействия хлорида аммония и нитрита натрия
  NaNO₂ NH₄Cl = N₂ NaCl 2H₂O

• разложение некоторых солей аммония (на примере нитрита аммония)
  NH₄NO₂ = N₂ 2H₂O

Азот — основной компонент любого белка в организме человека. Давайте рассмотрим способы получения исходных компонентов для синтеза собственных белков.

Химические свойства аммиака

1.В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

:NH3      H2O    ⇄    NH4       OH–

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание. При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопытрастворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например, аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

NH3       H2SO4    →    NH4HSO4

2NH3      H2SO4    →   (NH4)2SO4

Еще один пример: аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

NH3       H2O    CO2  →    NH4HCO3

2NH3      H2O    CO2    →   (NH4)2CO3

Видеоопытвзаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть  здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония. 

NH3      HCl  →   NH4Cl

Видеоопытвзаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды.

Например, водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

FeSO4   2NH3  2H2O  →  Fe(OH)2  (NH4)2SO4

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например, хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

4NH3      CuCl2  →  [Cu(NH3)4]Cl2

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

4NH3       Cu(OH)2   → [Cu(NH3)4](OH)2

5.Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду:

4NH3        3O2    →  2N2      6H2O

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

4NH3        5O2    →    4NO     6H2O

6. За счет атомов водорода в степени окисления 1 аммиак может выступать в роли окислителя, например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например, жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

2NH3       2Na   →   2NaNH2     H2

 Также возможно образование Na2NH,  Na3N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH3        2Al   →   2AlN      3H2

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например, аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

2NH3        3Cl2    →  N2      6HCl

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

2NH3        3H2O2    →  N2      6H2O

Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например, оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH3       3CuO   →    3Cu      N2      3H2O