Физические и химические свойства аммиака. Что такое аммиак

Аммиак – NH 3

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO, 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 NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

1. Строение молекулы

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине . Три неспаренныхp-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 NH 4 + .

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ - сигма связи N-H

2. Физические свойства аммиака

При нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. 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. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

3.

В лаборатории	В промышленности
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония: NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O (NH 4) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O Внимание ! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:	Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота: N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9к Дж Условия: катализатор – пористое железо температура – 450 – 500 ˚С давление – 25 – 30 МПа Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

4. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления) N -3 → N 0 → N +2 NH 3 – сильный восстановитель.

с кислородом 1. Горение аммиака (при нагревании) 4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0 2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh , температура) 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

с оксидами металлов 2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

с сильными окислителями 2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается 2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму) Видео - Эксперимент "Качественная реакция на аммиак" Видео - Эксперимент "Дым без огня" Видео - Эксперимент "Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами" Видео - Эксперимент "Фонтан" Видео - Эксперимент "Растворение аммиака в воде"

5. Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH 3 . Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты , которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин . Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон , например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка . В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 "Горение аммиака"

Тренажёр №2 "Химические свойства аммиака"

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

И азота, имеющее структурную (электронную) формулу NH3. Этот газ не имеет цвета, отличается чрезвычайно едким, специфическим запахом. Вещество является важнейшим продуктом химического производства, каждый год количество вырабатываемого нитрида водорода достигает 180 млн тонн.

Характеристика и физические свойства газа

Многие путают аммиак и нашатырный спирт, но эти вещества имеют качественное отличие в изначальном состоянии. Первый - это бесцветный газ, переходящий в жидкость при температуре ниже -33 °C, второй - это раствор. Они также различаются и сферой применения. Аммиак чаще используют в промышленности, нашатырный спирт - в медицине и быту.

Связь молекул нитрида водорода содержит треугольную пирамиду, вершиной которой является атом азота. Благодаря своей специфической структуре и высокой полярности аммиак быстро растворяется в воде. Его плотность равняется 0.7723 г/см³. Этот газ более лёгкий, чем воздух. Молярная масса аммиака составляет 17 г/моль, у второго - 29 г/моль.

Вещество легко трансформируется в бесцветную жидкость, которая сильно преломляет солнечные лучи. В больших дозах вещество очень токсично , но при малых оказывает возбуждающее и раздражающее воздействие.

Есть множество сфер, где используется аммиак.

• Газ применяется как удобрение, из него формируют азотную кислоту и соду. Обработанные бутоны начинают ярко благоухать. Пары аммиака изменяют оттенки самих цветов.
• Используется как основа для образования спирта (раствор аммиака), который применяется в, косметологии, а также в качестве удобрения.
• При наружном использовании вещество улучшает восстановление клеток и расширяет сосуды. Оно снижает напряжение мышечных волокон и убирает спазмы, подавляя очаги нервного возбуждения. Небольшие дозы стимулируют достаточную секрецию желёз.
• Аммиак используется в качестве хладагента (вещества, отнимающего тепло) в промышленных или бытовых организациях.
• Этот бесцветный газ эффективен при строительстве, изготовлении взрывчатки.

Своё название вещество получило от оазиса Аммона, который находится в Северной Африке. Аммиак является продуктом разложения мочевины , которая очень быстро отдаёт составные компоненты в жаркой среде. По другой версии, происхождение термина можно совместить с ритуалом древних египтян в честь бога Амона, в котором нужно было нюхать нашатырь.

Наблюдает сильный прирост в потребности этого вещества. Сегодня он на 30 млн тонн выше, чем 30 лет назад. На лидирующие позиции по добыче аммиака вышла Россия.

Транспортировка производится при помощи специальных цистерн, которые изготавливаются из надёжного сплава, так как аммиак способен расщеплять множество металлов. Перевозчикам необходимо отрегулировать температуру и давление в ёмкости. Поэтому при покупке этого газа приходится задумываться о приобретении специализированного прицепа.

Влияние вещества на организм

Аммиак оказывает очень сильное воздействие на человеческий организм. Некоторые люди смутно представляют, какой опасности могут подвергнуться, если станут применять вещество бездумно. Этот бесцветный газ относят к 4 разряду экологической опасности. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в атмосфере колеблется в границах 20 мг/м3.

При скоплениях, не превышающих нормы ПДК в 20 мг/м³, человек не ощущает резкого запаха аммиака в атмосфере. При 37 мг/м³ обоняние фиксирует пары ядовитого токсина. Если запах газа ощущается, значит, допустимая норма превышена .

• Аммиак оказывает тяжёлый удушающий и нейротропный (поражающий нервные клетки) эффект. Ингаляционное отравление приводит к глобальному отеку лёгких и дисфункции многих систем.
• Токсичность газа негативно сказывается на коже, слизистых и дыхании. Человек, находящийся в зоне поражения, испытывает першение в горле, сильный приступ кашля, максимальную затруднённость дыхания, а также боль в глазах и слезотечение. При предельных концентрациях возможен отёк лёгких.
• Отравление аммиачными парами вызывает глухоту , рвоту, тяжёлые головные боли и сильное головокружение. Могут наблюдаться отклонения в поведении, маниакальное возбуждение и бред. Эти симптому имеют особенность повторяться через некоторое время, если не провести соответствующей терапии. Особо важно не допускать превышения максимума этого токсина в помещениях.

Продолжительное действие вещества на организм влечёт некробиотические (омертвение клеток) или воспалительные процессы. Нашатырный спирт обладает качествами токсина, его неправильное применение провоцирует остановку дыхания . Перед использованием следует внимательно прочесть инструкцию или пройти консультацию со специалистом. При попадании вещества на слизистую или роговицу глаза поражённые участки промывают достаточным количеством воды.

Получение аммиака и его производных

В промышленности вещество добывают во время реакции взаимодействия между водородом (H) и азотом (N2). Процесс получения (синтеза) разработал немецкий физик по фамилии Габер. Эта реакция стимулирует выделение тепла и снижение количества объёма.

Чтобы достичь лучших результатов, необходимо извлекать аммиак при достаточно низких температурах и предельном давлении. Для получения этого газа в лабораториях применяют воздействие тяжёлых щелочей на соли аммония. При сгорании учитывается его высокая термическая сопротивляемость, поэтому при реакции поддерживают достаточное количество кислорода.

• Равновесное состояние достигается при помощи катализатора Fe с примесями оксидами алюминия и калия. Выход газа при температуре 500 °C и давлении 350 атм. Составляет 30%.
• Собирание вещества производится методом вытеснения воздуха из колбы, укреплённой дном кверху.
• Каталитическое окисление аммиака приводит к образованию оксида азота (NO) и воды (H2O). Такая реакция призвана сократить потери энергии при получении вещества.
• NH3 степень окисления атомов азота равняется 3. Эта вспомогательная величина облегчает учёт переноса электронов.
• Чтобы получить азоимид (H3N), бесцветную и взрывоопасную кислоту, используют воздействие NaN3 на NaNH2. Вещество чрезвычайно токсично и сходно с цианидами.
• В промышленности используют азотистую кислоту, имеющую формулу HNO3. Она применяется в производстве удобрений, красителей, лекарств, а также в военном деле.
• При горении, реакции с кислородом (O2), аммиак образует азот и обыкновенную воду, температура его кипения составляет - 33,4 °С.
• При взаимодействии оксида меди (CuO) и аммиака начинается выделение металла, азота и воды.
• Диссоциация аммиачного раствора происходит при нагревании до 600 - 650 °C. В процессе обязательно участвует специфический катализатор. Чтобы рассчитать константу диссоциации, используют химическое уравнение.

Вещество повседневно используется в химической промышленности и медицине. Оно относится к 4-му классу опасности, поэтому требует соблюдения максимальных мер предосторожности при работе с ним.

Кр. точка 132.25 °C Энтальпия образования -45.94 кДж/моль Давление пара 8,5 ± 0,1 атм Химические свойства pK a 9.21 Растворимость в воде 89.9 (при 0 °C) Классификация Рег. номер CAS PubChem Рег. номер EINECS 231-635-3 SMILES InChI RTECS BO0875000 ChEBI Номер ООН 1005 ChemSpider Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа) , если не указано иного.

2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+NaOCl\longrightarrow N_{2}H_{4}+NaCl+H_{2}O}}}

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

• С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

N H 3 + C H 3 C l → [ C H 3 N H 3 ] C l {\displaystyle {\mathsf {NH_{3}+CH_{3}Cl\rightarrow Cl}}} (гидрохлорид метиламмония)

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

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. В 1918 году Ф. Габер стал лауреатом Нобелевской премии по химии «за синтез аммиака из составляющих его элементов». В России и СССР первая партия синтетического аммиака была получена в 1928 году на Чернореченском химическом комбинате .

Происхождение названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке , расположенному на перекрёстке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO, 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 NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

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

2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − {\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}\rightarrow NH_{4}^{+}+NH_{2}^{-}}}}

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

2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 {\displaystyle {\mathsf {2Na+2NH_{3}\rightarrow 2NaNH_{2}+H_{2}}}}

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH 2 − , 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 H 2 O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH 3 . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 {\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+4NH_{3}\rightarrow SO_{4}}}} N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 {\displaystyle {\mathsf {Ni(NO_{3})_{3}+6NH_{3}\rightarrow (NO_{3})_{3}}}}

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (CuSO 4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni (NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

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 N 2 . Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов , необходим процесс, который называется «фиксацией азота ». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных остатков, выделяющихся в почву разлагающимися органическими остатками других растений и животных. Некоторые другие, такие, как азотфиксирующие бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны образовывать аммиак из атмосферного азота .

У некоторых организмов аммиак образуется из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназами. Этот процесс называется фиксацией азота . 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 Fe 7 MoS 9 .

Аммиак является также конечным побочным продуктом метаболизма аминокислот, а именно продуктом их дезаминирования, катализируемого такими ферментами, как глутамат-дегидрогеназа. Экскреция аммиака в неизменённом виде является обычным путём детоксикации аммиака у водных существ (рыбы, водные беспозвоночные, отчасти амфибии). У млекопитающих, включая человека, аммиак обычно быстро превращается в мочевину , которая гораздо менее токсична и, в частности, имеет менее щелочную реакцию и меньшую реакционную способность в качестве восстановителя. Мочевина является основным компонентом сухого остатка мочи. Большинство птиц, пресмыкающихся, насекомых, паукообразных, однако, выделяют в качестве основного нитрогенного остатка не мочевину, а мочевую кислоту.

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 (NH 3 + H + => NH 4 +), 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. У птиц и пресмыкающихся (рептилий) аммиак, образовавшийся в процессе метаболизма, преобразуется в мочевую кислоту, которая является твёрдым остатком и может быть выделена с минимальными потерями воды .

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 .

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 .

	100 ат	300 ат	1000 ат	1500 ат	2000 ат	3500 ат
400 °C	25,12	47,00	79,82	88,54	93,07	97,73
450 °C	16,43	35,82	69,69	84,07	89,83	97,18
500 °C	10,61	26,44	57,47	Нет данных
550 °C	6,82	19,13	41,16

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al 2 O 3 и K 2 O) 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:

N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+NaOH\rightarrow NH_{3}\uparrow +NaCl+H_{2}O}}}

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

2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaCl_{2}+2NH_{3}\uparrow +2H_{2}O}}}

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

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя . Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом . Система должна выдерживать высокое давление (при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер) . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах .

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе - 900 нм³ .

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 нм³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм³ .

Украинские производители потребляют от 750 нм³ до 1170 нм³ природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7 - 7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака .

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как

Атом азота образует с атомами водорода 3 полярные ковалентные сигма-связи за счет своих трех неспаренных электронов (B(N) = III, С. О. (N) = -3). Остающаяся неподеленная пара 2s-электронов способна участвовать в образовании 4-й ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму с атомами, имеющими вакантную орбиталь

Физические свойства

При обычной температуре NH 3 - бесцветный газ с резким запахом, легче воздуха в 1,7 раза. Аммиак очень легко сжижается (т. кип. -ЗЗ"С); жидкий NH 3 в некоторых отношениях подобен воде - хороший полярный растворитель, вызывает ионизацию растворенных в нем веществ.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20"С в 1 л Н 2 О растворяется ~ 700 л NH 3). 25%-ный водный раствор называют «нашатырным спиртом».

Между молекулами NH 3 и Н 2 О возникают водородные связи. Поэтому аммиак существует в водном растворе в виде гидрата NH 3 Н 2 О.

Способы получения

I. Промышленный синтез:

ЗН 2 + N 2 = 2NH 3 + Q

Это один из важнейших процессов в химическом производстве. Реакция очень обратима; для смещения равновесия вправо необходимо очень высокое давление (до 1000 атм).

II. В лабораторных условиях аммиак получают действием щелочей на твердые соли аммония:

2NH 4 Cl + Са(ОН) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2Н 2 О

Химические свойства

NH 3 очень реакционноспособное вещество. Реакции с его участием многочисленны и разнообразны по механизмам протекания.

NH 3 - сильный восстановитель.

I. Газообразный аммиак взаимодействует:

с кислородом (без катализатора) 4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О

с кислородом (в присутствии катализаторов Pt) 4NH 3 + 5О 2 = 4NO + 6Н 2 О

с галогенами 8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl

с оксидами малоактивных металлов 2NH 3 + ЗСuО = N 2 + ЗСu + ЗН 2 О

II. Растворенный в воде аммиак реагирует с различными окислителями, например:

10NH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5N 2 + 6MnSO 4 + 3K2SO 4 + 24Н 2 О

При окислении аммиака гипохлоритом натрия получают другое водородное соединение азота - гидразин N 2 H 4 .

2NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + Н 2 О

Водный раствор NH 3 - слабое основание.

Образующийся при взаимодействии с водой гидрат аммиака частично диссоциирует:

NH 3 + Н 2 О → NH 3 НОН → NH 4 + + ОН -

Комплексный катион NH 4 + - продукт присоединения ионов Н + к молекуле NH 3 по донорно-ак-цепторному механизму. За счет освобождающихся из молекул Н 2 О ионов ОН - раствор аммиака приобретает слабощелочную реакцию и проявляет свойства оснований.

Реакции с кислотами.

Взаимодействует со всеми кислотами, например: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 нитрат аммония

2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 сульфат аммония

NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 гидросульфат аммония

Реакции с солями металлов.

При пропускании аммиака в водные растворы солей металлов, гидроксиды которых очень плохо растворяются в воде, происходит осаждение Ме(ОН) x:

3NH 3 + ЗН 2 О + АlСl 3 = Al(OH) 3 ↓ +3NH 4 Cl

NH 3 - лиганд в комплексных соединениях (образование аммиакатов).

Молекулы NH 3 способны образовывать донорно - акцепторные связи не только с ионами Н + , но и с катионами целого ряда переходных металлов (Аg + , Сu 2+ , Сr 3+ , Со 2+ и др.).

Это приводит к возникновению комплексных ионов - [Аg(NH 3) 2 ] , , и др., которые входят в состав комплексных соединений - аммиакатов.

Благодаря образованию растворимых аммиакатов в водном растворе аммиака растворяются нерастворимые в Н 2 О оксиды, гидроксиды и соли металлов-комплексообразователей.

В частности, в аммиаке легко растворяются Аg 2 О, Cu 2 O, Cu(OH) 2 , AgCl;

Аg 2 О + 4NH 3 + Н 2 О = 2 [Аg(NH 3) 2 ]OH гидроксид диамминсеребра (I)

Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 гидроксид тетраамминмеди (II)

AgCl + 2NH 3 = Cl хлорид диамминсеребра (I)

Аммиачные растворы Ag 2 O, Cu 2 O, Си(ОН) 2 используются как реактивы в качественном анализе (обнаружение альдегидов, многоатомных спиртов).

NH 3 - аминирующий агент в органическом синтезе.

Аммиак используют для синтеза алкиламинов, аминокислот и амидов, например:

2NH 3 + С 2 Н 5 Вr → С 2 Н 5 NH 2 + NH 4 Br этиламин

2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl глицин

Соли аммония

В солях аммония катион NH 4 + играет роль катиона щелочного металла (например, К +). Все соли аммония - кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Некоторые из них окрашены за счет анионов. В водных растворах полностью диссоциируют:

NH 4 NO 3 → NH 4 + + NO 3 -

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Сr 2 O 7 2-

Способы получения

1. Пропускание аммиака через растворы кислот (см. хим. св-ва NH 3).

2. Взаимодействие аммиака с газообразными галогеноводородами: NH 3 (г.) + НВr (г.) = NH 4 Br (тв.)

Химические свойства

(специфические для солей аммония)

1.Сильные основания вытесняют NH 3 из солей аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + Н 2 О

(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2Н 2 О

Это качественная реакция на ион NH 4 + (выделяющийся NH 3 определяют по запаху или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки).

2. При нагревании соли аммония разлагаются:

a) при разложении солей аммония, содержащих неокисляющий анион, выделяется NH 3:

NH 4 Cl → NH 3 + HCl

(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4

(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4

(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + Н 2 О

NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + Н 2 О;

б) если соль содержит анион-окислитель, то происходит внутримолекулярное окислительно-восстановительное разложение:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2Н 2 О

NH 4 NO 2 = N 2 + 2Н 2 О

(NH 4)2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4Н 2 О

3. В водных растворах соли аммония гидролизуются по катиону:

NH 4 + + Н 2 О → NH 3 Н 2 О +H +

Аммиак - соединение, являющееся важнейшим источником азота для живых организмов, а также нашедшее применение в различных отраслях промышленности. Что такое аммиак, каковы его свойства? Давайте разберемся.

Что такое аммиак: основные характеристики

Аммиак (нитрид водовода) - соединение азота с водородом, имеющее химическую формулу NH 3 . Форма молекулы напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота.

Аммиак представляет собой газ, не имеющий цвета, но обладающий резким специфическим запахом. Плотность аммиака почти в два раза меньше, чем плотность воздуха. При температуре 15 o C она составляет 0,73 кг/м 3 . Плотность аммиака жидкого в нормальных условиях равна 686 кг/м 3 . Молекулярная масса вещества - 17,2 г/моль. Отличительной особенностью аммиака является его высокая растворимость в воде. Так, при температуре 0 °C ее значение достигает около 1200 объемов в объеме воды, при 20 °C - 700 объемов. Раствор «аммиак - вода» (аммиачная вода) характеризуется слабощелочной реакцией и довольно уникальным свойством по сравнению с другими щелочами: с увеличением концентрации плотность снижается.

Как образуется аммиак?

Что такое аммиак в организме человека? Это конечный продукт азотистого обмена. Большую его часть печень конвертирует в мочевину (карбамид) - менее токсичное вещество.

Аммиак в природных условиях образуется в результате разложения органических соединений, содержащих азот. Для использования в промышленности это вещество получают искусственным путем.

Получение аммиака в промышленных и лабораторных условиях

В промышленных условиях аммиак получают путем каталитического синтеза из азота и водорода:

N 2 + 3H 2 → 2NH3 + Q.

Процесс получения вещества проводят при температуре 500 °C и давлении 350 атм. В качестве катализатора используется Полученный аммиак удаляется охлаждением. Азот и водород, которые не прореагировали, возвращаются на синтез.

В лабораторных условиях аммиак получают в основном путем слабого нагревания смеси, состоящей из хлорида аммония и гашеной извести:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O.

Для осушения готовое соединение пропускается через смесь извести и едкого натра. Довольно сухой аммиак можно получить путем растворения в нем металлического натрия и последующей перегонки.

Где используется аммиак?

Нитрид водорода широко применяется в различных отраслях промышленности. Огромные его количества используются для и различных удобрений (мочевина, нитрат аммония и др.), полимеров, синильной кислоты, соды, аммониевых солей и других видов продукции химического производства.

В легкой промышленности свойства аммиака применяют при очистке и окрашивании таких тканей, как шелк, шерсть и хлопок. В сталелитейном производстве он используется для увеличения твердости стали путем насыщения ее поверхностных слоев азотом. В нефтехимической промышленности при помощи нитрида водорода нейтрализуют кислотные отходы.

Благодаря своим термодинамическим свойствам жидкий аммиак используется в качестве хладагента в холодильном оборудовании.

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

При взаимодействии с HCl образуется хлорид аммония:

NH 3 + HCl → NH 4 Cl.

Соли аммония представляют собой твердые кристаллические вещества, разлагающиеся в воде и обладающие свойствами, присущими солям металлов. Растворы соединений, образованных в результате взаимодействия аммиака и сильных кислот, имеют слабокислую реакцию.

За счет атомов азота нитрид водорода является активным восстановителем. Восстановительные свойства его проявляются при нагревании. При горении в атмосфере кислорода он образует азот и воду. В присутствии катализаторов взаимодействие с кислородом дает Нитрид водорода имеет способность восстанавливать металлы из оксидов.

Галогены в результате реакции с аммиаком образуют галогениды азота - опасные взрывчатые вещества. При взаимодействии с карбоновыми кислотами и их производными нитрид водорода образует амиды. В реакциях с углем (при 1000 °С) и метаном он дает

С ионами металлов аммиак образует аминокомплексы, или аммиакаты (комплексные соединения), имеющие характерную особенность: атом азота всегда связан с тремя атомами водорода. В результате комплексообразования меняется окраска вещества. Так, к примеру, голубой раствор при добавлении нитрида водорода приобретает интенсивный сине-фиолетовый цвет. Многие из аминокомплексов обладают достаточной устойчивостью. Благодаря этому они могут быть получены в твердом виде.

В жидком аммиаке хорошо растворяются как ионные, так и неполярные неорганические и органические соединения.

Санитарно-гигиенические характеристики

Аммиак относят к четвертому Предельно допустимая максимально-разовая концентрация (ПДК) в воздухе населенных пунктов равна 0,2 мг/м 3 , среднесуточная - 0,04. В воздухе рабочей зоны содержание аммиака не должно быть выше 20 мг/м³. При таких концентрациях запах вещества не ощущается. Фиксироваться человеческим обонянием он начинает при 37 мг/м³. То есть если запах аммиака ощущается, это означает, что допустимые нормы нахождения вещества в воздухе значительно превышены.

Влияние на человеческий организм

Что такое аммиак с точки зрения воздействия на человека? Это токсикант. Его относят к веществам, способным оказывать удушающее и нейротропное действие, ингаляционное отравление которыми может привести к отеку легких и поражению нервной системы.

Аммиачные пары раздражающе воздействуют на кожные покровы, слизистые оболочки глаз и органов дыхания. Концентрация вещества, при которой проявляется раздражение зева, составляет 280 мг на куб. метр, глаз − 490 мг на куб. метр. В зависимости количества нитрида водорода в воздухе могут возникать першение в горле, затрудненность дыхания, приступы кашля, боль в глазах, обильное слезотечение, химический ожог роговицы, потеря зрения. При содержании аммиака 1,5 г на куб. метр в течение часа развивается токсический отек легких. При контакте жидкого аммиака и его растворов (в высоких концентрациях) с кожей возможны покраснения, зуд, жжение, дерматиты. Так как сжиженный нитрид водовода при испарении поглощает тепло, возможны обморожения различной степени.

Симптомы отравления аммиаком

Отравление данным токсикантом может вызывать снижение слухового порога, тошноту, головокружение, головную боль и пр. Возможны изменения в поведении, в частности сильное возбуждение, бред. Проявление симптомов в ряде случаев имеет прерывистый характер. Они могут на некоторое время прекращаться, а потом возобновляться с новой силой.

Учитывая все возможные последствия воздействия аммиака, очень важно соблюдать меры предосторожности при работе с данным веществом и не допускать превышения его концентрации в воздушной среде.