Что содержит аммиак. Азот, аммиак, физические свойства

Аммиак вызывает раздражение экстерорецепторов кожи и высвобождение таких биологически активных веществ, как гистамина, кининов, простагландинов. В спинном мозге аммиак способствует либерации противоболевых пептидов (энкефалинов и эндорфинов), которые блокируют идущий из патологического очага поток болевых импульсов. При вдыхании аммиак оказывает действие на рецепторы, расположенные верхних дыхательных путях (ими являются окончания тройничного нерва) и рефлекторно возбуждает центр дыхания. При высоких концентрациях аммиак способен рыхло коагулировать белки микробной клетки. Аммиак при любом способе введения быстро выводится из организма, в основном бронхиальными железами и легкими. Рефлекторно действует на сосудистый тонус и работу сердца. В месте аппликации аммиак расширяет сосуды, улучшает регенерацию и трофику и тканей, отток метаболитов. Такие же эффекты путем кожно-висцеральных рефлексов (без участия головного мозга) оказывает в сегментарно располагающихся мышцах и внутренних органах, способствуя восстановлению функций и нарушенных структур. Аммиак подавляет доминантный очаг возбуждения, который поддерживает патологический процесс, снижает боль, напряжения мышц, сосудистые спазмы. При длительном контакте на коже и слизистых оболочках раздражающее действие аммиака может перейти в прижигающее (вызывается коагуляция белков) с появлением отечности, гиперемии и болезненности. Прием внутрь аммиака в небольших дозах увеличивает секрецию желез, рефлекторно возбуждает рвотный центр и, соответственно, вызывает рвоту. Аммиак активирует в дыхательных путях мерцательный эпителий.

Показания

Ингаляционно: обморочные состояния (вызывает возбуждение дыхания); внутрь: для стимуляции рвоты и как отхаркивающее средство; наружно - миозиты, невралгии, обработка рук хирурга, укусы насекомых.

Способы применения аммиака и дозы

Аммиак используется местно, внутрь, ингаляционно в виде 10% водного раствора (нашатырный спирт). Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочных состояний осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, которые смочены нашатырным спиртом, к носовым отверстиям пациента (на 0,5–1 секунду) или используют ампулу с оплеткой. Внутрь использовать только в разведении - по 5–10 капель на 100 мл воды для провоцирования рвоты. При укусах насекомых - в виде примочек; при невралгиях и миозитах - растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят - 25 мл в 5 литрах теплой кипяченой воды и моют руки.
При пропуске очередного использования (наружно) аммиака применить, как вспомните, следующий раз – через установленное врачом время от последнего раза.
Прием внутрь неразведенного аммиака вызывает ожоги желудка, пищевода, глотки, ротовой полости.

Противопоказания и ограничения к применению

Повышенная чувствительность к аммиаку; для наружного использования еще и заболевания кожи (дерматит, экзема, нейродерматоз, пиодермии и прочие). С осторожность использовать аммиак при беременности, в периоде лактации, в детском (до 12 лет) возрасте.

Применение при беременности и кормлении грудью

Использовать аммиак с осторожность при беременности и в период лактации.

Побочные действия аммиака

Ожоги кожи и слизистых; рефлекторная остановка дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Взаимодействие аммиака с другими веществами.

Аммиак нейтрализует кислоты.

Передозировка

При передозировке аммиаком внутрь возникают боль в животе, рвота с запахом аммиака, диарея, тенезмы (позывы к дефекации без нее), возбуждение, судороги, возможна смерть; ингаляционно - насморк, кашель, отек гортани, остановка дыхания, возможна смерть; при наружном использовании в высоких дозировках появляются ожоги. При появлении таких симптомов необходим вызов врача и срочная госпитализация для проведения лечения.

Торговые названия с действующим веществом аммиак

Химические свойства

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как комплексообразователь. Он присоединяет протон, образуя ион аммония.

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

O > +; Ko=1, 8?10 -5 . (16)

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

2(O) + > (+ O. (17)

Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли -- амиды.

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 промышленности для получения азотной кислоты:

4 + 54NO + 6O. (18)

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

3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O +2HCl +. (19)

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

Cl > (гидрохлорид метиламмония). (20)

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

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:

Жидкий аммиак

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

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 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке также растворяются некоторые интерметаллиды содержащие щелочные металлы, например

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные - в виде комплексов с аммиаком 2+ обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и.

Растворенный в металл постепенно реагирует с образованием амида:

Комплексообразование

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

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

Растворы аммиакатов довольно устойчивы, за исключением аммиаката кобальта (II) желто-бурого цвета, который постепенно окисляется кислородом воздуха в аммиакат кобальта (III) вишнево-красного цвета. В присутствии окислителей эта реакция протекает мгновенно.

Образование и разрушение комплексного иона объясняется смещением равновесия его диссоциации. В соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие в растворе аммиачного комплекса серебра смещается в сторону образования комплекса (влево) при увеличении концентрации и/или. При уменьшении концентрации этих частиц в растворе равновесие смещается вправо, и комплексный ион разрушается. Это может быть обусловлено связыванием центрального иона или лигандов в какие-либо соединения, более прочные, чем комплекс. Например, при добавлении азотной кислоты к раствору происходит разрушение комплекса вследствие образования ионов, в котором аммиак связан с ионом водорода более прочно:

Получение аммиака

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

Это так называемый процесс Гарбера. 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. Применение катализатора (пористое железо с примесями и) 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. В промышленных условиях использован принцип циркуляции - аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления .

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

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

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

И водорода. Это газ без цвета, но с едким запахом. Химический состав отражает формула аммиака — NH 3 . Увеличение давления или понижение температуры вещества ведет к превращению его в бесцветную жидкость. Газообразный аммиак и его растворы находят широкое применение в промышленности и сельском хозяйстве. В медицине применяется 10% гидроксид аммония — нашатырный спирт.

Строение молекулы. Электронная формула аммиака

Молекула нитрида водорода по форме напоминает пирамиду, в основании которой находится азот, связанный с тремя атомами водорода. Связи N—H сильно поляризованы. Азот сильнее притягивает связывающую электронную пару. Поэтому отрицательный заряд накапливается на атомах N, положительный — сосредоточен на водороде. Представление об этом процессе дает модель молекулы, электронная и аммиака.

Нитрид водорода очень хорошо растворяется в воде (700:1 при 20 °C). Наличие практически свободных протонов ведет к образованию многочисленных водородных «мостиков», которые соединяют молекулы между собой. Особенности строения и химической связи также приводят к тому, что аммиак легко сжижается при увеличении давления или понижении температуры (-33 °C).

Происхождение названия

Термин «аммиак» был введен в научный обиход в 1801 году по предложению русского химика Я. Захарова, но вещество человечеству знакомо с глубокой древности. Газ с резким запахом выделяется при гниении продуктов жизнедеятельности, многих органических соединений, например, белков и мочевины, при разложении солей аммония. Историки химии считают, что вещество получило название в честь древнеегипетского бога Амона. В Северной Африке находится оазис Сива (Аммона). В окружении сохранились развалины древнего города и храма, рядом с которым есть залежи хлорида аммония. Это вещество в Европе называли «солью Амона». Сохранилось предание о том, что жители оазиса Сива нюхали соль в храме.

Получение нитрида водорода

Английский физик и химик Р. Бойль в опытах сжигал навоз и наблюдал образование белого дыма над палочкой, смоченной в соляной кислоте и внесенной в струю получившегося газа. В 1774 году другой британский химик Д. Пристли нагревал хлорид аммония с гашеной известью и выделил газообразное вещество. Пристли назвал соединение «щелочным воздухом», ведь его раствор проявлял свойства Получил объяснение опыт Бойля, в котором аммиак взаимодействовал с соляной кислотой. Твердый белого цвета возникает при соприкосновении молекул реагирующих веществ прямо в воздухе.

Химическая формула аммиака была установлена в 1875 году французом К. Бертолле, который провел эксперимент по разложению вещества на составные компоненты под действием электрического разряда. До сих пор опыты Пристли, Бойля и Бертолле воспроизводят в лабораториях для получения нитрида водорода и хлорида аммония. Промышленный способ разработал в 1901 А. Ле Шателье, получивший патент на метод синтеза вещества из азота и водорода.

Раствор аммиака. Формула и свойства

Водный раствор аммиака обычно записывают в виде гидроксида — NH 4 OH. Он проявляет свойства слабой щелочи:

• диссоциирует на ионы NH 3 + Н 2 О = NH 4 OH = NH 4 + + OH - ;
• окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет;
• взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды;
• осаждает Cu(OH) 2 в виде ярко-синего вещества при смешивании с растворимыми солями меди.

Равновесие в реакции взаимодействия аммиака с водой смещается в сторону исходных веществ. Предварительно подогретый нитрид водорода хорошо горит в кислороде. Происходит окисление азота до двухатомных молекул простого вещества N2. Восстановительные свойства аммиак также проявляет в реакци с оксидом меди (II).

Значение аммиака и его растворов

Нитрид водорода используется в производстве солей аммония и азотной кислоты — одного из важнейших продуктов химической отрасли. Аммиак служит сырьем для получения соды (по нитратному способу). Содержание нитрида водорода в промышленном концентрированном растворе достигает 25%. В сельском хозяйстве применяется водный раствор аммиака. Формула жидкого удобрения — NH 4 OH. Вещество непосредственно используется в виде подкормки. Другие способы обогащения почвы азотом — применение солей хлоридов, фосфатов. В промышленных условиях и сельскохозяйственных помещениях не рекомендуется вместе хранить минеральные удобрения, содержащие соли аммония, со щелочами. При нарушении целостности упаковки вещества могут реагировать между собой с образованием аммиака и выделением его в воздух помещений. Токсичное соединение неблагоприятно действует на органы дыхания, центральную нервную систему человека. Смесь аммиака с воздухом взрывоопасна.

Водорода, при нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

• 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):

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

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

История названия

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

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

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 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 .

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 .

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 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

• Облака Юпитера состоят из аммиака.

См. также

Примечания

Ссылки

• //
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : В 86 томах (82 т. и 4 доп.). - СПб. , 1890-1907.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 2001.

АММИАК [сокращенно от греческого?μμωνιακ?ς; латинский sal ammoniacus; так назывался нашатырь (хлорид аммония), который получали путём сжигания верблюжьего навоза в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне], простейшее химическое соединение азота с водородом, NH 3 ; многотоннажный продукт химической промышленности.

Свойства . Молекула NH 3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи N—Н полярны, энергия связи N—Н 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Молекула NH 3 способна к инверсии - «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.

Аммиак - бесцветный газ с резким запахом; t пл -77,7°С; t кип -33,35°С; плотность газообразного NH 3 (при 0°С, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м 3 ; теплота образования аммиака из элементов ΔН обр -45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5-28% по массе NH 3) способна взрываться. Жидкий NH 3 - бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20°С), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде аммиачная вода - бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NH 3 , имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на NH + 4 и ОН - , что обусловливает щелочную реакцию раствора (рК 9,247).

Разложение аммиака на водород и азот становится заметным при температуре выше 1200°С, в присутствии катализаторов (Fe, Ni) - выше 400°С. Аммиак весьма реакционно-способное соединение. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов. Аммиак - основание Льюиса, присоединяет не только Н + , но и другие акцепторы электронов, например BF 3 с образованием BF 3 ?NH 3 . Действием NH 3 на простые или комплексные соли металлов получают аммиакаты, например цис-. Для аммиака характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы образуют с NH 3 амиды (например, NaNH 2). При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, В, Si и др.) образуют нитриды (например, BN). При температуре около 1000°С NH 3 реагирует с углеродом, образуя циановодород HCN и частично разлагаясь на N 2 и Н 2 . Образует с СО 2 карбамат аммония NH 2 COONH 4 , который при температуре 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещён галогенами. Аммиак горит в атмосфере О 2 , образуя воду и N 2 . Каталитическим окислением аммиака (катализатор Pt) получают NO (реакцию используют в производстве азотной кислоты), окислением аммиака в смеси с метаном - HCN.

Получение и применение . В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NH 3 - выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.

Основной современный способ получения аммиака - синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции N 2 + ЗН 2 →←2NH 3 . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450-500°С в присутствии катализатора - Fe, активированного оксидами К 2 О, Al 2 О 3 , СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20-25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н 2 в производстве аммиака - природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.

Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н 2 S с последующим поглощением аммиака ZnO; паровую конверсию природного газа под давлением 3.8 МПа при температуре 860°С на катализаторе Ni-Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990-1000°С и 3,3 МПа на катализаторе Ni-Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NH 3 ; конверсию СО до СО 2 и Н 2 сначала при 450°С и 3,1 МПа на катализаторе Fe-Cr, затем при 200-260°С и 3,0 МПа на катализаторе Zn-Cr-Сu; очистку Н 2 от СО 2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором К 2 СО 3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н 2 и N 2 путём гидрирования от остаточных СО и СО 2 в присутствии катализатора Ni-Al при 280°С и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15-30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400-500°С в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH 3 . В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2-0,4% Н 2 О для ингибирования коррозии стали.

Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH 3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе - мазере (1954).

Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.

Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 125,7 миллион тонн/год (2001), в том числе в Российской Федерации - 11 миллион т/год.

Лит.: Теплофизические свойства аммиака. М., 1978; Синтез аммиака. М., 1982.

А. И. Михайличенко, Л. Д. Кузнецов.