Как получают аммиак. Что такое аммиак

– бесцветный газ с резким запахом, температура плавления –80 ° С, температура кипения – 36 ° С, хорошо растворяется в воде, спирте и ряде других органических растворителей. Синтезируют из азота и водорода. В природе образуется при разложении азотсодержащих органических соединений. Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.

Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком

Джозефом Пристли . Он нагревал нашатырь (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака – гидролиз нитрида магния: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «аммониак» – от латинского названия нашатыря – sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammoniak, англ. ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.

Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник

Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH 3 + HCl ® NH 4 Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака – нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.

К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного продукта при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 м

 3 ) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.

Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN

 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 или из цианида натрия: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.

В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака (

см . ГАБЕР, ФРИЦ ). В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном катализаторе с добавками при температуре 420–500 ° С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).

Аммиак – бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до –33,3

° С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до –77,7 ° С. Молекула NH 3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH 3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой – почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог . Между молекулами аммиака существуют водородные связи. Хотя они и не такие прочные, как между молекулами воды, эти связи способствуют сильному притяжению между молекулами. Поэтому физические свойства аммиака во многом аномальны по сравнению со свойствами других гидридов элементов той же подгруппы (PH 3 , SbH 3 , AsH 3 ). Так, у ближайшего аналога аммиака – фосфина РН 3 температура кипения равна – 87,4 ° С, а температура плавления – 133,8 ° С, несмотря на то, что молекула PH 3 вдвое тяжелее молекулы NH 3 . В твердом аммиаке каждый атом азота связан с шестью атомами водорода тремя ковалентными и тремя водородными связями. При плавлении аммиака рвутся только 26% всех водородных связей, еще 7% разрываются при нагреве жидкости до температуры кипения. И лишь выше этой температуры исчезают почти все оставшиеся между молекулами связи.

Среди прочих газов аммиак выделяется своей огромной растворимостью в воде: при нормальных условиях 1 мл воды способен поглотить больше литра газообразного аммиака (точнее, 1170 мл) с образованием 42,8%-ного раствора. Если рассчитать соотношение NH

 3 и H 2 O в насыщенном при нормальных условиях растворе, то получится, что одна молекула аммиака приходится на одну молекулу воды. При сильном охлаждении такого раствора (примерно до –80 ° C) образуютсмя кристаллы гидрата аммиака NH 3 ·H 2 O Известен также гидрат состава 2NH 3 ·H 2 O. Водные растворы аммиака обладают уникальным среди всех щелочей свойством: их плотность снижается с увеличением концентрации раствора (от 0,99 г/см 3 для 1%-ного раствора до 0,73 г/см 3 для 70%-ного). В то же время аммиак довольно легко «выгнать» назад из водного раствора: при комнатной температуре давление пара над 25%-ным раствором составляет две трети атмосферного, над 4%-ным раствором – 26 мм рт.ст. (3500 Па) и даже над очень разбавленным 0,4%-ным раствором оно все еще равно 3 мм рт.ст. (400 Па). Неудивительно, что даже слабые водные растворы аммиака имеют отчетливый запах «нашатырного спирта», а при хранении в неплотно закупоренной посуде они довольно быстро «выдыхаются». Непродолжительным кипячением можно полностью удалить аммиак из воды.

На высокой растворимости аммиака в воде основан красивый демонстрационный опыт. Если в перевернутую колбу с аммиаком через узкую трубочку, соединяющую колбу с сосудом с водой, впустить несколько капель воды, газ быстро растворится в ней, давление понизится, и под действием атмосферного давления вода из сосуда с растворенным в ней индикатором (фенолфталеином) с силой устремится в колбу. Там она тут же окрасится в малиновый цвет – из-за образования щелочного раствора.

Аммиак химически довольно активен и вступает во взаимодействие со многими веществами. В чистом кислороде он сгорает бледно-желтым пламенем, превращаясь, в основном, в азот и воду. Смеси аммиака с воздухом при его содержании от 15 до 28% взрывоопасны. В присутствии катализаторов реакция с кислородом приводит к оксидам азота. При растворении аммиака в воде образуется щелочной раствор, который иногда называют гидроксидом аммония. Однако это название не вполне точное, поскольку в растворе сначала образуется гидрат NH

 3 ·H 2 O, который затем частично распадается на ионы NH 4 + и OH – . Условно NH 4 OH считают слабым основанием, при расчете его степени диссоциации предполагается, что весь аммиак в растворе находится в виде NH 4 OH, а не в виде гидрата.

Аммиак благодаря неподеленной паре электронов образует огромное количество комплексных соединений с ионами металлов – так называемых амминокомплексов или аммиакатов. В отличие от органических аминов, в этих комплексах с атомом азота всегда связаны три атома водорода.

Как и в случае воды, комплексообразование с аммиаком часто сопровождается изменением окраски вещества. Так, белый порошок сульфата меди при растворении в воде дает голубой раствор медного купороса в результате образования аквакомплекса 2+ . А при добавлении аммиака этот раствор окрашивается в интенсивный сине-фиолетовый цвет, принадлежащий амминокомплексу 2+ . Аналогично безводный хлорид никеля(II) имеет золотисто-желтый цвет, кристаллогидрат Cl 2 – зеленый, а аммиакат Cl 2 – светло-голубой. Многие амминокомплексы достаточно устойчивы и могут быть получены в твердом состоянии. Твердый комплекс аммиака с хлоридом серебра был использован Майклом Фарадеем для сжижения аммиака. Фарадей нагревал комплексную соль в одном колене запаянной стеклянной трубки, а в другом колене, помещенном в охлаждающую смесь, собирался под давлением жидкий аммиак. Необычными свойствами обладает аммиачный комплекс тиоцианата (роданида) аммония. Если сухую соль NH 4 NCS, охлажденную до 0 ° C, поместить в атмосферу аммиака, то соль «растает» и превратится в жидкость, содержащую 45% аммиака по массе. Эту жидкость можно хранить в склянке с притертой пробкой и использовать в качестве своеобразного «склада» аммиака.

Сильные водородные связи приводят к сравнительно высокой (по сравнению с другими газами) теплоте испарения аммиака – 23,3 кДж/моль. Это в 4 раза больше теплоты испарения жидкого азота и в 280 раз больше, чем у жидкого гелия. Поэтому жидкий гелий вообще невозможно налить в обычный стакан – он немедленно испарится. С жидким азотом такой опыт провести можно, но значительная его часть испарится, охлаждая сосуд, а оставшаяся жидкость тоже выкипит довольно быстро. Поэтому обычно сжиженные газы в лабораториях хранят в специальных сосудах Дьюара с двойными стенками, между которыми – вакуум. Жидкий аммиак, в отличие от других сжиженных газов, можно держать в обычной химической посуде – стаканах, колбах, он при этом испаряется не слишком быстро. Если же налить его в сосуд Дьюара, то в нем он будет храниться очень долго. И еще одно удобное свойство жидкого аммиака: при комнатной температуре давление пара над ним сравнительно невелико, поэтому при длительных экспериментах с ним можно работать в запаянных стеклянных ампулах, которые такое давление легко выдерживают (попытка проделать подобный эксперимент с жидким азотом или кислородом неминуемо привела бы к взрыву). Большая теплота испарения жидкого аммиака позволяет использовать это вещество в качестве хладагента в различных холодильных установках; испаряясь, жидкий аммиак очень сильно охлаждается. В домашних холодильниках раньше тоже был аммиак (теперь в основном – фреоны). Хранят жидкий аммиак в герметичных баллонах.

Внешне жидкий аммиак похож на воду. Сходство этим не ограничивается. Как и вода, жидкий аммиак – прекрасный растворитель как для ионных, так и для неполярных неорганических и органических соединений. В нем легко растворяются многие соли, которые, как и в водных растворах, диссоциируют на ионы. Однако химические реакции в жидком аммиаке часто протекают совсем не так, как в воде. Прежде всего это связано с тем, что растворимость одних и тех же веществ в воде и в жидком аммиаке может различаться очень сильно, что видно из следующей таблицы, в которой приведена растворимость (в граммах на 100 г растворителя) некоторых солей в воде и в жидком аммиаке при 20

° С:
Вещество AgI Ba(NO 3) 2 KI NaCl KCl BaCl 2 ZnCl 2
Растворимость в воде 0 9 144 36 34 36 367
Растворимость в аммиаке 207 97 182 3 0,04 0 0
Поэтому в жидком аммиаке легко протекают такие обменные реакции, которые немыслимы для водных растворов, например, Ba(NO 3 ) 2 + 2AgCl ® BaCl 2 + 2AgNO 3 . Молекула NH 3 – сильный акцептор ионов водорода, поэтому если в жидком аммиаке растворить слабую (в случае водных растворов) уксусную кислоту, то она будет диссоциировать полностью, то есть станет очень сильной кислотой: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO – . В среде жидкого аммиака значительно усиливаются (по сравнению с водными растворами) и кислотные свойства солей аммония. Ион аммония в жидком аммиаке обладает многими свойствами, характерными для иона водорода в водных растворах. Поэтому в жидком аммиаке нитрат аммония легко реагирует, например, с магнием с выделением водорода или с пероксидом натрия: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg(NO 3 ) 2 + 2NH 3 + H 2 ; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3 . С помощью реакций в жидком аммиаке впервые были выделены пероксиды магния, кадмия и цинка: Zn(NO 3 ) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 , получен в чистом виде кристаллический нитрит аммония: NaNO 2 + NH 4 Cl ® NH 4 NO 2 + NaCl, проведены многие другие необычные превращения, например, 2K + 2CO ® K 2 C 2 O 2 . Последнее соединение содержит тройную ацетиленовую связь и имеет строение K +– OС є CO – K + . Большое сродство жидкого аммиака к ионам Н + позволяет провести эффектный опыт по «пластификации» дерева. Дерево в основном состоит из целлюлозы: длинные полимерные цепи молекул целлюлозы соединяются между собой с помощью водородных связей между гидроксильными группами –OH (иногда их называют водородными мостиками). Одна водородная связь довольно слабая, но так как молекулярная масса целлюлозы достигает 2 миллионов, а мономерных звеньев (глюкозных остатков) в молекуле свыше 10 тысяч, длинные молекулы целлюлозы сцеплены друг с другом очень прочно. Жидкий аммиак с легкостью разрушает водородные мостики, связывая атомы водорода в ионы NH 4 + , и в результате молекулы целлюлозы приобретают способность скользить относительно друг друга. Если деревянную палочку опустить на некоторое время в жидкий аммиак, то ее можно гнуть как угодно, как будто она сделана не из дерева, а из алюминия. На воздухе аммиак через несколько минут испарится, и водородные связи снова восстановятся, но уже в другом месте, а деревянная палочка вновь станет жесткой и при этом сохранит ту форму, которую ей придали.

Из растворов различных веществ в жидком аммиаке, без сомнения, самые интересные – это растворы щелочных металлов. Такие растворы вызывают живейший интерес ученых уже более ста лет. Впервые растворы натрия и калия в жидком аммиаке были получены в 1864. Спустя несколько лет было обнаружено, что если дать аммиаку спокойно испариться, то в осадке останется чистый металл, как это бывает с раствором соли в воде. Такая аналогия, однако, не

 совсем точна: щелочные металлы, хотя и медленно, с аммиаком все же реагируют с выделением водорода и образованием амидов: 2K + 2NH 3 ® 2KNH 2 + H 2 . Амиды – стабильные кристаллические вещества, энергично взаимодействующие с водой с выделением аммиака: KNH 2 + H 2 O ® NH 3 + KOH. При растворении металла в жидком аммиаке объем раствора всегда больше суммарного объема компонентов. В результате такого разбухания раствора его плотность непрерывно падает с увеличением концентрации (чего не бывает у водных растворов солей и других твердых соединений). Концентрированный раствор лития в жидком аммиаке – самая легкая при обычных условиях жидкость, ее плотность при 20 ° C – всего лишь 0,48 г/см 3 (легче этого раствора только сжиженные при низких температурах водород, гелий и метан).

Свойства растворов щелочных металлов в жидком аммиаке сильно зависят от концентрации. В разбавленных растворах находятся катионы металла, а вместо анионов – электроны, которые, однако, не могут свободно передвигаться, так как связаны с молекулами аммиака. Именно такие связанные (сольватированные) электроны придают разбавленным растворам щелочных металлов в жидком аммиаке красивый синий цвет. Электрический ток такие растворы проводят плохо. Но с повышением концентрации растворенного металла, когда электроны приобретают способность перемещаться в растворе, электропроводность увеличивается исключительно сильно – иногда в триллионы раз, приближаясь к электропроводности чистых металлов! Разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке сильно различаются и по другим физическим свойствам. Так, растворы с концентрацией более 3 моль/л называют иногда жидкими металлами: они имеют отчетливый металлический блеск с золотисто-бронзовым отливом. Иногда даже трудно поверить, что это растворы одного и того же вещества в одном и том же растворителе. И здесь литию принадлежит своеобразный рекорд: его концентрированный раствор в жидком аммиаке – самый легкоплавкий «металл», который замерзает лишь при –183

° C, то есть при температуре сжижения кислорода.

Много ли металла может растворить жидкий аммиак? Это в основном зависит от температуры. При температуре кипения насыщенный раствор содержит примерно 15% (мольных) щелочного металла. С повышением температуры растворимость быстро увеличивается и становится бесконечно большой при температуре плавления металла. Это значит, что расплавленный щелочной металл (цезий, например, уже при 28,3

° C) смешивается с жидким аммиаком в любых соотношениях. Аммиак из концентрированных растворов испаряется медленно, так как давление его насыщенных паров стремится к нулю при увеличении концентрации металла.

Еще один очень интересный факт: разбавленные и концентрированные растворы щелочных металлов в жидком аммиаке не смешиваются друг с другом. Для водных растворов это редкое явление. Если же, допустим, в 100 г жидкого аммиака внести 4 г натрия при температуре –43

° C, то образующийся раствор сам собой расслоится на две жидкие фазы. Одна из них, более концентрированная, но менее плотная, окажется сверху, а разбавленный раствор с большей плотностью – внизу. Заметить границу между растворами легко: верхняя жидкость обладает металлическим бронзовым блеском, а нижняя имеет чернильно-синий цвет.

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. Тем не менее этот газ токсичен. К счастью, человек способен почувствовать запах аммиака в воздухе уже

 в ничтожной концентрации – 0,0005 мг/л, когда еще нет большой опасности для здоровья. При повышении концентрации в 100 раз (до 0,05 мг/л) проявляется раздражающее действие аммиака на слизистую оболочку глаз и верхних дыхательных путей, возможна даже рефлекторная остановка дыхания. Концентрацию 0,25 мг/л с трудом выдерживает в течение часа даже очень здоровый человек. Еще более высокие концентрации вызывают химические ожоги глаз и дыхательных путей и становятся опасными для жизни. Внешние признаки отравления аммиаком могут быть весьма необычными. У пострадавших, например, резко снижается слуховой порог: даже не слишком громкие звуки становятся невыносимы и могут вызвать судороги. Отравление аммиаком вызывает также сильное возбуждение, вплоть до буйного бреда , а последствия могут быть весьма тяжелыми – до снижения интеллекта и изменения личности. Очевидно, аммиак способен поражать жизненно важные центры, так что при работе с ним надо тщательно соблюдать меры предосторожности. Илья Леенсон ЛИТЕРАТУРА Малина И.К. Развитие исследований в области синтеза аммиака . М., Химия, 1973
Леенсон И.А. 100 вопросов и ответов по химии . М., АСТ – Астрель, 2002

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):
(гидрохлорид метиламмония)
  • С карбоновыми кислотами , их ангидридами , галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами - основания Шиффа , которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).
  • При 1000 °C аммиак реагирует с углём , образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном , образуя ту же самую синильную кислоту:

История названия

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

Компания 2006, тыс. т 2007, тыс. т
ОАО «Тольяттиазот»]] 2 635 2 403,3
ОАО НАК «Азот» 1 526 1 514,8
ОАО «Акрон» 1 526 1 114,2
ОАО «Невинномысский азот », г. Невинномысск 1 065 1 087,2
ОАО «Минудобрения» (г. Россошь) 959 986,2
КОАО «АЗОТ» 854 957,3
ОАО «Азот» 869 920,1
ОАО «Кирово-Чепецкий хим. комбинат» 956 881,1
ОАО Череповецкий «Азот» 936,1 790,6
ЗАО «Куйбышевазот» 506 570,4
ОАО «Газпром Нефтехим Салават» 492 512,8
«Минеральные удобрения» (г. Пермь) 437 474,6
ОАО «Дорогобуж» 444 473,9
ОАО «Воскресенские минеральные удобрения» 175 205,3
ОАО «Щекиноазот» 58 61,1
ООО «МенделеевскАзот» - -
Итого 13 321,1 12 952,9

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.

10% водный раствор аммиака . Концентрация активного вещества в литре раствора — 440 мл.

В качестве вспомогательного компонента в состав препарата входит вода очищенная (в объеме до 1 л).

Форма выпуска

Раствор для ингаляций и наружного применения 10%. Выпускается в флаконах-капельницах 10 мл, флаконах 40 и 100 мл.

Представляет собой прозрачную, летучую жидкость, без цвета и с резким запахом.

Фармакологическое действие

Раздражающее , антисептическое , аналептическое , рвотное .

Фармакодинамика и фармакокинетика

Средство оказывает раздражающее действие на экстерорецепторы кожи и провоцирует местное высвобождение простагландинов , кининов и гистамина . В спинном мозге выполняет функцию либератора энкефалинов и эндорфинов , которые блокируют поток болевых импульсов из патологических очагов.

При попадании в верхние дыхательные пути вступает во взаимодействие с окончаниями тройничного нерва и рефлекторно возбуждает дыхательный центр. Концентрированный раствор вызывает колликвацию (размягчение и растворение) белков микробной клетки.

При любом способе введения быстро элиминируется из организма (преимущественно бронхиальными железами и легкими). Рефлекторно влияет на тонус сосудистых стенок и деятельность сердца.

На месте аппликации при наружном применении расширяет сосуды, улучшает регенерацию тканей и их трофику, а также стимулирует отток метаболитов.

При раздражении кожи аналогичные рефлексы вызывает и в расположенных сегментарно мышцах и внутренних органах, способствуя восстановлению нарушенных функций и структур.

Подавляет очаг возбуждения, который поддерживает патологический процесс, снижает напряжение мышц, гипералгезию, снимает спазм сосудов, оказывая, таким образом, отвлекающее действие.

При продолжительном контакте прижигает слизистые и кожу, что сопровождается гиперемией тканей, развитием отечности и болезненности.

Прием per os в малых концентрациях стимулирует секрецию желез, воздействуя на рвотный центр, рефлекторно повышает его возбудимость и вызывает рвоту.

В кровяное русло препарат не поступает.

Показания к применению

Ингаляционно применяется для возбуждения дыхания при обмороке.

Прием внутрь показан для стимуляции рвоты (в разведенном виде).

Наружно используется для обеззараживания рук врача перед хирургической операцией, в виде примочек при невралгии, укусах насекомых, миозитах.

Противопоказания

Непереносимость.

Местное применение противопоказано при кожных заболеваниях.

Побочные действия: влияние на организм человека паров и раствора аммиака

В случае приема раствора в неразведенном виде возможны ожоги пищеварительного канала (пищевода и желудка). Вдыхание препарата в высокой концентрации может спровоцировать рефлекторную остановку дыхания.

Раствор аммиака: инструкция по применению

В инструкции по применению Нашатырного спирта указывается, что доза препарата подбирается индивидуально в зависимости от показаний.

В хирургической практике в качестве средства для мытья рук раствор используется по методу Спасокукоцкого-Кочергина, разводя 50 мл раствора в 1 л кипяченой воды (теплой).

При использовании для возбуждения дыхания раствор наносится на марлю или вату. При укусах насекомых используется в виде примочек.

Применение Нашатырного спирта в садоводстве

Применение для растений Нашатырного спирта достаточно разнообразно: его используют от тли, для обработки лука от луковой мухи, для подкормки растений.

Нашатырный спирт от тли используется из расчета 2 ст. ложки на 10 л воды. В ведро также следует добавить немного стирального порошка — это обеспечит лучшее прилипание. Раствор используют для опрыскивания растений.

Нашатырный спирт как удобрение: в этом случае на 4 л воды следует взять 50 мл раствора. Средство является не только хорошей подкормкой для комнатных и огородных растений, но также позволяет избавиться от мошек и комаров.

Для полива лука следует развести в ведре воды 1-2 ст. ложки нашатырного спирта. Поливать растения таким средством рекомендуется с момента посадки и до конца июня.

Как почистить золото?

Существует несколько способов чистки золота Нашатырным спиртом.

Можно смешать 1 ч. ложку спирта со стаканом воды и 1 ст. ложкой любого моющего средства, а можно добавить в воду (200 мл), нашатырный спирт (1 ч. ложку), (30 мл), половинку чайной ложки жидкого моющего средства.

В первом случае украшения кладут в чистящий раствор на час-два, во втором — на 15 минут. После чистки золото следует промыть в воде и насухо вытереть салфеткой.

Как почистить серебро?

Чтобы провести чистку серебра, Нашатырный спирт разводят водой в пропорции 1:10 (1 часть спирта на 10 частей воды). Изделия из серебра оставляют в растворе в течение нескольких часов, затем прополаскивают их в воде и протирают мягкой салфеткой.

Для регулярной чистки серебра используют мыльный раствор, в который добавляют небольшое количество нашатырного спирта.

Нашатырный спирт от тараканов и муравьев

Для борьбы с муравьями 100 мл раствора разводят в литре воды и промывают этим средством мебель на кухне. Чтобы избавиться от тараканов с нашатырным спиртом моют пол.

Нашатырный спирт для пяток

В качестве средства для смягчения огрубевшей кожи стоп нашатырный спирт смешивают с глицерином (1:1). Средство наносят на ступни перед сном, а сверху надевают носки.

Передозировка. Воздействие на организм человека паров аммиака

Передозировка вызывает усиление проявлений побочных реакций. Так, действие на организм человека высокой дозы Раствора аммиака при пероральном приеме проявляется:

  • рвотой с характерным запахом аммиака;
  • поносом с тенезмами (ложными болезненными позывами к дефекации);
  • отеком гортани;
  • насморком;
  • кашлем;
  • возбуждением;
  • судорогами;
  • коллапсом .

В ряде случаев возможен летальный исход (пациент умирает при приеме 10-15 г гидроксида аммония ).

Лечение при передозировке симптоматическое.

Иногда люди интересуются, что будет, если выпить нашатырный спирт. Следует знать, что пероральный прием раствора в чистом виде может спровоцировать сильные ожоги пищеварительного канала.

Симптомы отравления аммиаком

Воздействие на человека аммиака при вдыхании его паров проявляется в виде раздражения слизистых глаз и респираторного тракта. При этом интенсивность раздражения зависит от концентрации газа.

Признаки отравления аммиачными парами:

  • обильное слезотечение;
  • слюнотечение;
  • учащенность дыхания;
  • повышенное потоотделение;
  • гиперемия лица;
  • чувство тяжести и стеснения в груди;
  • боль за грудиной;
  • судорожный кашель;
  • чихание;
  • насморк;
  • отек гортани и спазм в области голосовых связок;
  • беспокойство;
  • удушье;
  • судороги;
  • потеря сознания.

При продолжительном воздействии аммиачные пары провоцируют сильнейшую мышечную слабость, у человека нарушается кровообращение, возникают симптомы, указывающие на расстройство дыхания, а также болезненность, сильное жжение и отек кожи.

Регулярно повторяющееся воздействие аммиака приводит к нарушениям системного характера, которые проявляются пищевыми расстройствами , глухотой , катаром верхних дыхательных путей , сердечной недостаточностью , смертью .

Для защиты от вредного воздействия аммиака следует обильно промыть лицо и незащищенную одеждой кожу водой и как можно скорее закрыть лицо респиратором (марлевой повязкой или противогазом). Хорошо, если используемый респиратор или повязка будут пропитаны водой с лимонной кислотой (2 ч. ложки на стакан воды).

Следует знать, что жидкий аммиак вызывает сильные ожоги. По этой причине его транспортируют в окрашенных в желтый цвет баллонах из стали, специальных танкерах, автомобильных и железнодорожных цистернах.

Что делать при выбросе аммиака?

При получении информации об утечке аммиака, следует защитить кожу и органы дыхания и покинуть аварийную зону в направлении, которое будет указано в сообщении по радио или телевидению.

Из зоны химического поражения нужно идти в перпендикулярную направлению ветра сторону.

При пожаре запрещено приближаться к очагу возгорания. Охлаждать емкости с аммиаком следует с максимально большого расстояния. Для тушения используют воздушно-механическую пену или распыленную воду.

Если возможности выйти нет, следует произвести экстренную герметизацию помещения. Выбравшись из опасной зоны, снимают верхнюю одежду (вещи оставляют на улице), принимают душ, промывают водой носоглотку и глаза.

При аварии укрываться следует в нижних этажах здания.

Первая помощь при отравлении

При отравлении пострадавшего следует вынести за пределы зоны поражения. В случаях, когда это невозможно, обеспечивают доступ кислорода.

Ротовую полость, горло и полость носа в течение 15 минут промывают с помощью воды, глаза закапывают 0,5%-ным раствором и при необходимости дополнительно накрывают повязкой. Для большей эффективности полосканий в воду можно добавить глютаминовую или лимонную кислоту.

Даже при незначительной степени отравления на протяжении следующих 24 часов больному следует обеспечить абсолютный покой.

При попадании вещества на открытый участок тела, его обильно промывают водой и накрывают повязкой.

Если аммиак попал в пищеварительный канал, необходимо промыть желудок.

Отравление любой степени требует обращения в медучреждение и — если врач сочтет это нужным — последующей госпитализации.

После завершения курса лечения у пациента могут сохраниться определенные неврологические нарушения, например, выпадение из памяти отдельных событий и фактов, тики с различными клиническими проявлениями, снижение слуха и порога болевой чувствительности. Нередким исходом становятся помутнение хрусталика и роговой оболочки глаза.

Аммиак: пути обезвреживания в организме

Основным путем связывания вещества является биосинтез мочевины, который протекает в орнитиновом цикле в клетках печени. В результате этого синтеза образуется мочевина — вещество, не представляющее вреда для организма.

Также аммиак транспортируется в крови в виде глутамина , который представляет собой нетоксичное нейтральное соединение и легко проходит через мембраны клеток.

Еще одной его транспортной формой является образующийся в мышцах аланин .

Взаимодействие

Нейтрализует действие кислот.

Условия продажи

Средство безрецептурного отпуска.

Условия хранения

Хранится в обычных условиях.

Срок годности

24 месяца.

Особые указания

Что такое аммиак? Характеристика, физические и химические свойства аммиака

Аммиак или нитрид водорода (NH3) — это бесцветный газ (как и водород, эфир, кислород). Вещество имеет резкий раздражающий запах, выходит в атмосферу с образованием дыма. Название вещества на латинском языке — Аmmonium.

Молярная масса — 17.0306 г/моль. ПДК р.з. составляет 20 мг/м3. С учетом этого параметра аммиак относят к категории малоопасных веществ (IV класс опасности).

NH3 чрезвычайно хорошо растворяется в воде: при 0°C в одном объеме воды растворяется порядка 1,2 тысяч объемов этого вещества, а при температуре 20°C — порядка 700 объемов.

Обладает свойствами щелочей и оснований.

Используется в качестве хладагента для холодильного оборудования. Мaркируется R717, где R расшифровывается как “хладагент” (Refrigerant), “7” указывает на тип хладагента (в конкретном случае на то, что аммиак не является органическим веществом), последние 2 цифры — это молекулярная масса используемого вещества.

В жидком нитриде водорода молекулы образуют водородные связи. Диэлектрическая проницаемость, проводимость, вязкость и плотность жидкого NH3 ниже, чем у воды (вещество в 7 раз менее вязкое, чем вода), температура кипения вещества tкип -33,35°C, плавиться оно начинает при температуре -77,70°C

Как и вода, жидкий NH3 является сильно ассоциированным веществом, что обусловлено образованием водородных связей.

Вещество практически не пропускает электрический ток и растворяет многие органические и неорганические соединения.

В твердом виде NH3 имеет вид бесцветных кристаллов с кубической решеткой.

Разложение нитрида водорода на азот и водород становится заметным при температуре, превышающей 1200-1300°С, в присутствии катализаторов — при температуре выше 400°С.

На воздухе аммиак не горит, при прочих условиях, а именно в чистом кислороде, загорается и горит желто-зеленым пламенем. При сгорании вещества в избытке кислорода образуются азот и водяной пар.

Реакция горения аммиака описывается следующим уравнением: 4NH3 + 3O2= 2N2 + 6H2O.

Каталитическое окисление NH3 при температуре 750-800°С позволяет получить азотную кислоту (метод используется для промышленного получения HNO3).

Стадии процесса:

  • каталитическое окисление кислородом до NO;
  • перевод NO в NO2;
  • поглощение водой смеси NO2 с О2 (растворение оксида азота в воде и получение кислоты);
  • очистка выходящих в атмосферу газов от оксидов азота.

Реакция аммиака с водой позволяет получить гидрат аммиака (аммиачную воду или едкий аммиак). Химическая формула гидрата — NH3·H2O.

Как в промышленности получают едкий аммиак? В промышленности синтез раствора аммиака с концентрацией 25% осуществляется методом насыщения воды аммиаком, который образуется в результате коксования каменного угля в коксовой печи, или синтетическим газообразным аммиаком.

Для чего используют аммиачную воду? Из водных растворов аммиака получают азотные удобрения, соду, красители.

Аммиак: получение из азотной кислоты в лаборатории

Для получения NH3 из HNO3 следует установить пробирку в штатив в почти горизонтальном положении, но так, чтобы кислота не вытекала из нее.

На дно пробирки наливают несколько капель HNO3 и пинцетом кладут в нее несколько кусочков цинка или железные опилки. У отверстия пробирки так следует положить восстановленное железо (таким образом, чтобы оно не соприкасалось с азотной кислотой).

Пробирку необходимо закрыть пробкой с отводной трубкой и слегка нагреть. Нагревание увеличит скорость выделения аммиака.

С чем реагирует аммиак?

Аммиак вступает в реакцию с органическими веществами. Продуктами реакции аммиака с α-хлорзамещенными карбоновыми кислотами являются искусственные аминокислоты.

В результате реакции выделяется хлороводород (газ HCl), который при связывании с избытком аммиака образует (или нашатырь NH4Cl).

Большое количество комплексных соединений содержат аммиак в качестве лиганда.

Соли аммония — это бесцветные твердые вещества с кристаллической решеткой. Почти все они растворимы в воде, и им присущи одни и те же свойства, что и известным нам солям металлов.

Продуктом их взаимодействия со щелочами является аммиак:

NH4Cl + KOH = KCl + NH3 + H2O

Описанная формулой реакция, если дополнительно используется индикаторная бумага, представляет собой качественную реакцию на соли аммония. Последние взаимодействуют с кислотами и другими солями.

Некоторые соли аммония при нагревании испаряются (возгоняются), другие — разлагаются.

NH3 является слабым основанием, поэтому образованные им в водном растворе соли подвергаются гидролизу.

Более слабыми основаниями, чем аммиак, являются ароматические амины — производные NH3, в которых атомы водорода замещаются углеводородными радикалами.

Реакции аммиака с кислотами

Добавление к раствору NH3 концентрированной соляной кислоты сопровождается образованием белого дыма и выделением хлористого аммония NH4Cl (нашатыря).

Реакция серной кислоты и аммиака позволяет получить белые кристаллы (NH4)2SO4 — сульфата аммония.

Если добавить к NH3 азотную кислоту, образуется белый нитрат аммония NH4 NO3.

При взаимодействии хлоруксусной кислоты с NH3 атом хлора замещается аминогруппой и в результате образуется аминоуксусная кислота.

Если NH3 пропустили через бромоводородную кислоту, образуется бромид аммония (реакция описывается формулой — HBr + NH3 = NH4Br).

Аммиак: тяжелее или легче воздуха?

В сравнении с воздухом, NH3 имеет почти вдвое меньшую плотность, поэтому его пары всегда поднимаются вверх. Однако при определенных условиях может образовываться аммиачный аэрозоль — взвесь капель этого вещества в газе. Такой аэрозоль обычно тяжелее воздуха и поэтому является более опасным, чем газообразный NH3.

Нитрид водорода — это сложное или простое вещество?

Нитрид водорода образован атомами разных элементов, поэтому является сложным неорганическим соединением.

Молекулярное строение аммиака

Для аммиака характерна кристаллическая решетка из полярных молекул, между которыми действуют так называемые силы Ван-Дер-Ваальса . Химических связей в молекуле нитрида водорода 3, образуются они по ковалентному полярному механизму.

Молекула имеет вид тригональной пирамиды, на вершине которой находится атом азота (степень окисления азота в NH3 “-3”).

Промышленный способ получения аммиака

Получение аммиака в промышленности — это дорогостоящий и трудоемкий процесс. Промышленный синтез основан на получении NH3 из азота и водорода под давлением, в присутствии катализатора и при воздействии высоких температур.

В качестве катализатора при производстве NH3 в промышленности используется активированное оксидами алюминия и калия губчатое железо. Промышленные установки, в которых осуществляется синтез, основаны на циркуляции газов.

Прореагировавшая газовая смесь, в составе которой присутствует NH3, охлаждается, послед чего NH3 конденсируется и отделяется, а не вступившие в реакцию водород с азотом с новой порцией газов снова подаются на катализатор.

Представлена также презентация на тему совместного производства аммиака и метанола в промышленности.

Действующие ГОСТы, в соответствии с которыми производится нитрид водорода:

  • аммиак жидкий технический, аммиак безводный — ГОСТ 6221-90;
  • аммиак водный — ГОСТ 3760-79;
  • технический аммиак водный — ГОСТ 9-92.

Дать характеристику реакции синтеза аммиака можно следующим образом: аммиак образуется как продукт протекающей в газовой фазе реакции соединения — прямой, каталитической, экзотермической, обратимой, окислительно-восстановительной.

Утилизация вещества

NH3 утилизируется методом селективного получения ценных для вторичного использования веществ, и методом, который предусматривает возможность использования отработанных отходов в качестве сырья для производства других материалов.

Что такое нашатырный спирт? Химическая формула нашатырного спирта

Нашатырный спирт представляет собой 10%-ный водный раствор аммиака. Формула вещества — NH4OH. Название на латыни — Solutio Ammonii caustici seu Ammonium causticum solutum.

Нашатырный спирт нашел применение в быту в качестве пятновыводителя, средства для чистки монет, посуды, сантехники, мебели, украшений из серебра и золота. Кроме того, его используют для окрашивания тканей, борьбы с тлей, луковым скрытнохоботником, луковыми мушками, муравьями и тараканами, мытья окон, ухода за огрубевшей кожей стоп.

Реакция нашатырного спирта с позволяет получить очень нестабильный аддукт, который имеет вид сухих кристаллов, что нередко используется как эффектный опыт.

Аммиак — это нашатырь?

Некоторые полагают, что аммиак и нашатырь одно и то же. Однако такое мнение ошибочно. Раствор аммиака — это нашатырный спирт или, иначе говоря, водный раствор гидроксида аммония.

А нашатырь — это соль аммония, слегка гигроскопичный кристаллический порошок белого цвета и без запаха, который при нагревании испаряет нитрид водорода (аммиак). Его формула — NH4Cl.

В Википедии указывается, что вещество используется как удобрение (в качестве подкормки вносится в щелочные и нейтральные почвы под слабо реагирующие на избыток хлора культуры — рис, кукурузу, сахарную свеклу), в качестве пищевой добавки Е510, флюса для пайки, компонентов электролита в гальванических элементах и быстрого фиксажа в фотографии, дымообразователя.

В лабораторных условиях нашатырь применяется для лизиса эритроцитов , применение в медицине целесообразно для усиления действия диуретиков и снятия отеков сердечного происхождения.

Меры предосторожности

Местное применение возможно только на неповрежденную кожу.

При случайном попадании средства на слизистую глаз, глаза промывают большим количеством воды (как минимум в течение 15 минут) или раствором борной кислоты (3%). Масла и мази в этом случае противопоказаны.

В случае приема Раствора аммиака внутрь следует до полной его нейтрализации пить фруктовые соки, воду, теплое молоко с содой или минеральной водой, раствор лимонной (0,5%) или уксусной (1%) кислоты.

При поражении органов дыхания показаны свежий воздух и теплые водные ингаляции с добавлением лимонной кислоты или уксуса, при удушье — кислород.

О чем говорят запах аммиака в моче и аммиачный запах пота? .

Следует знать, что о серьезной свидетельствует и запах аммиака изо рта.

У женщин выделения с запахом возможны в периоды менопаузы и беременности (если беременная употребляет мало жидкости и/или принимает различные лекарства и добавки).

Если аммиаком пахнет пот, причиной может быть , , недержание мочи, проблемы с печенью, наличие бактерий, способных спровоцировать язвенную болезнь. Еще одна возможная причина запаха от тела — соблюдение протеиновой диеты.

Все знают, как пахнет нашатырный спирт, поэтому при появлении характерного запаха (в особенности, если моча пахнет у ребенка) или аммиачного привкуса во рту следует обратиться к врачу, который точно определит причину этого явления и примет необходимые меры.

Для детей

В педиатрии применяется с 3-летнего возраста.

При беременности

При беременности и лактации применение допускается исключительно в тех ситуациях, когда польза для организма женщины превышает потенциальный риск для ребенка.

В большинстве случаев беременные женщины стараются не использовать аммиак ни в каком виде. Краска для беременных также не должна содержать в своем составе это вещество. В список наиболее подходящих для беременных средств можно включить следующие краски для волос без аммиака:

  • Игора Шварцкопф (Schwarzkopf Igora Vibrance);
  • краски из палитры Гарньер (Garnier Color&Shine);
  • краску Эстель, палитра которой насчитывает 140 оттенков;
  • краску без аммиака из палитры Матрикс (Matrix Color Sync);
  • краску Кутрин.

Немало хороших отзывов и о краске без аммиака Л’Ореаль (L’Oreal Professionnel LUO COLOR). Тем не менее, есть женщины, которые во время беременности продолжают пользоваться краской для волос с аммиаком.

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

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.