Просмотр кода страницы Аммиак

{{Вещество
| традиционные названия = Аммиак<br>аммониак
| наименование = Нитрид водорода
| картинка = Ammonia-2D-dimensions.png
| картинка3D = Ammonia-3D-balls-A.png
| картинка малая = 
| рац. формула = NH<sub>3</sub>
| молярная масса = 17,0306
| темп. плавления = −77,73
| темп. кипения = −33,34
| темп. разложения = ~ 1200
| тройная точка = -77,67 °C
| критическая точка = 132,25 °C
| плотность = 0,7723 (н. у.)
| CAS = [7664-41-7]
| SMILES = N
| растворимость = 89,9 (при 0 °C)
| состояние = Газообразное
| кинематическая вязкость = 
| теплоёмкость = 
| энтальпия образования = −45,94
| удельная теплота парообразования = 1370 кДж/кг
| ПДК = 20 мг/м<sup>3</sup>
| ЛД50 = 200—1490 мг/кг
| токсичность = Зарегистрированные препараты аммиака относятся к 4-му классу опасности для человека, обладают общетоксичным действием.
| ECB = {{ECB|T|N}}
| NFPA 704 = {{NFPA 704
 | опасность для здоровья = 3
 | огнеопасность = 1
 | реакционноспособность = 0
 | прочее = COR}}
}}

'''Аммиа́к''' (''[[нитрид]] водорода'', ''гидрид азота,'' ''аммониа́к'', [[химическая формула]] — '''NH<sub>3</sub>''') — бинарное [[Неорганические вещества|неорганическое химическое соединение]], молекула которого состоит из одного атома [[азот]]а и трёх атомов [[водород]]а.

При [[нормальные условия|нормальных условиях]], '''аммиак''' — это бесцветный [[газ]] с резким характерным [[запах]]ом.

Аммиак относится к числу важнейших продуктов [[Химическая промышленность|химической промышленности]], ежегодное его мировое производство превышает 180 млн тонн<ref name=":1">{{Cite web|url=https://tcj.ru/archive/zelenyj-ammiak-chetyreh-kontinentov/|title=Химический журнал » Зеленый аммиак четырех континентов|website=tcj.ru|access-date=2025-03-16}}</ref>. На 2024 год 80% ежегодно производимого аммиака используют для производства удобрений, 20% — как растворители для технических нужд, но также растёт применение аммиака в энергетике<ref name=":0">{{Cite web|url=https://www.ng.ru/ng_energiya/2024-06-10/14_9026_risks.html|title=Аммиак становится основой безуглеродной топливной системы / / Независимая газета|website=www.ng.ru|access-date=2025-03-16}}</ref>. 

== Физические свойства ==
Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у [[воздух]]а. Токсичен, [[ПДКр.з.]] составляет 20 мг/м<sup>3</sup> — 4-й [[класс опасности]] ([[малоопасные вещества]]) в соответствии [[ГОСТ]] 12.1.007-76. [[Растворимость]] аммиака в [[Вода|воде]] чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В [[Климатическое и холодильное оборудование|холодильной технике]] носит название R717, где R — {{lang-en|refrigerant}} ([[хладагент]]), 7 — тип [[Хладоны|хладагента]] ([[неорганическое соединение]]), 17 — [[молекулярная масса]].

[[Молекула]] аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом [[азот]]а в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных [[Ковалентная связь|ковалентных связей]] с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи <chem>N-H</chem>), четвёртая [[электронная пара|пара внешних электронов]] является неподелённой, она может образовать [[Ковалентная связь|ковалентную связь]] по [[донорно-акцепторная связь|донорно-акцепторному механизму]] с ионом водорода, образуя [[Аммоний|ион аммония]] <chem>NH4^+</chem>. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому молекула аммиака обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.

В жидком аммиаке молекулы связаны между собой [[Водородная связь|водородными связями]]. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t<sub>кип</sub> −33,35 °C) и плавления (t<sub>пл</sub> −77,70 °C), а также меньшие плотность, вязкость (в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость (почти не проводит электрический ток) и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность водородных связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды; а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не даёт возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью {{num|681.4|кг/м<sup>3</sup>}}, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — кубические кристаллы.

== Химические свойства ==
* Благодаря наличию неподелённой электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как [[Основание (химия)#Основание в теории Брёнстеда — Лоури|основание Брёнстеда]] или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя [[Аммоний|ион аммония]]:
:: <chem>NH3 + H+ -> NH4+</chem>.

* Водный раствор аммиака («[[нашатырный спирт]]») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
:: <chem>NH3 + H2O -> NH4+ + OH-</chem>, K<sub>o</sub>=1,8{{e|−5}}

* Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли [[Аммоний|аммония]]:
:: <chem>NH3 + HNO3 -> NH4NO3</chem>

* Аммиак также способен образовывать с металлами соли — [[Амиды металлов|амиды]], [[Имиды металлов|имиды]] и [[нитриды]]. Соединения, содержащие ионы <chem>NH2-</chem>, называются [[Амиды|амидами]], <chem>NH^{2-}</chem> — [[Имиды металлов|имидами]], а <chem>N^{3-}</chem> — [[Нитриды|нитридами]]. [[Амиды металлов|Амиды]] [[Щелочные металлы|щелочных металлов]] получают, действуя на них аммиаком:
:: <chem>2NH3 + 2K -> 2KNH2 + H2 ^</chem>.
[[Амиды металлов|Амиды]], [[Имиды металлов|имиды]] и [[нитриды]] ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. [[Нитриды]] можно получить нагреванием металлов в атмосфере [[азот]]а.

[[Амиды металлов]] являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы <chem>OH-</chem> и <chem>NH2-</chem>, а также молекулы <chem>H2O</chem> и <chem>NH3</chem> изоэлектронны. [[Амиды металлов|Амиды]] являются более сильными основаниями, чем [[гидроксиды]], а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому [[гидролиз]]у:
:: <chem>NaNH2 + H2O -> NaOH + NH3 ^</chem>.
и в [[Спирты|спиртах:]]
:: <chem>KNH2 + C2H5OH -> C2H5OK + NH3 ^</chem>.

Подобно водным растворам [[Щёлочи|щелочей]], аммиачные растворы [[Амиды металлов|амидов]] хорошо проводят электрический ток, что обусловлено [[Диссоциация (химия)|диссоциацией]]:
:: <chem>KNH2 \rightleftarrows {K+} + NH2-</chem>.

[[Фенолфталеин]] в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении [[Кислоты|кислот]] происходит их [[нейтрализация]]. Растворимость [[Амиды металлов|амидов]] изменяется в такой же последовательности, что и растворимость [[Гидроксиды|гидроксидов]]: <chem>LiNH2</chem> — нерастворим, <chem>NaNH2</chem> — малорастворим, <chem>KNH2</chem>, <chem>RbNH2</chem> и <chem>CsNH2</chem> — хорошо растворимы.

* При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере [[кислород]]а, образуя [[Вода|воду]] и [[азот]]. Окисление аммиака воздухом на [[Платина|платиновом]] [[катализатор]]е даёт [[оксиды азота]], что используется в промышленности для получения [[азотная кислота|азотной кислоты]]:
:: <chem>2NH3 ->[1200\text{—}1300~^\circ\text{C}] {N2} + 3H2</chem> (реакция обратима),
:: <chem>4NH3 + 3O2 -> 2N2 ^ + 6H2O</chem> (без катализатора, при повышенной температуре),
:: <chem>4NH3 + 5O2 -> 4NO ^ + 6H2O</chem> (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

На восстановительной способности <chem>NH3</chem> основано применение [[Хлорид аммония|нашатыря]] <chem>NH4Cl</chem> для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
:: <chem>3CuO + 2NH4Cl -> 3Cu + 3H2O + 2HCl + N_2</chem>

Окисляя аммиак [[Гипохлорит натрия|гипохлоритом натрия]] в присутствии [[желатин]]а, получают [[гидразин]]:
:: <chem>2NH3 + NaOCl -> N2H4 + NaCl + H2O</chem>
:Концентрированная [[хлорная кислота]] окисляет аммиак до [[Азотная кислота|азотной кислоты]]:
:: <chem>NH3 + HClO4 -> HCl + HNO3 + H2O</chem>

* [[Галогены]] ([[хлор]], [[Иод|йод]]) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — [[галогениды азота]] ([[Трихлорид азота|хлористый азот]], [[Нитрид трииода|иодистый азот]]).
* С [[Галогеноалканы|галогеноалканами]] аммиак вступает в реакцию [[Реакции нуклеофильного присоединения|нуклеофильного присоединения]], образуя замещённый ион [[Аммоний|аммония]] (способ получения [[Амины|аминов]]):
:: <chem>NH3 + CH3Cl -> [CH3NH3]Cl</chem>([[гидрохлорид метиламмония]]).

* С [[Карбоновые кислоты|карбоновыми кислотами]], их [[Ангидриды карбоновых кислот|ангидридами]], [[Галогенангидриды|галогенангидридами]], эфирами и другими производными даёт [[Амиды металлов|амиды]]. С [[Альдегиды|альдегидами]] и [[Кетоны|кетонами]] — [[Основание Шиффа|основания Шиффа]], которые возможно восстановить до соответствующих [[Амины|аминов]] (восстановительное [[аминирование]]).
* При 1000 °C аммиак реагирует с [[древесный уголь|углём]], образуя [[синильная кислота|синильную кислоту]] <chem>HCN</chem> и частично разлагаясь на [[азот]] и [[водород]]. Также он может реагировать с [[метан]]ом, образуя ту же самую [[Синильная кислота|синильную кислоту]]:
:: <chem>2CH4 + 2NH3 + 3O2 -> 2HCN ^ + 6H2O</chem>,

* <chem>NH4OH -> NH3 ^ + H2O</chem>.
* C солями [[Медь|меди]] и с [[серебро]]м образует [[комплексные соли]]-[[аммиакаты]]
:: <chem>Cu(NO3)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](NO3)2</chem>,
:: <chem>Cu3(PO4)2 + 12NH3 -> [Cu(NH3)4]3(PO4)2</chem>,
:: <chem>Cu(CH3COO)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](CH3COO)2</chem>,
:: <chem>AgNO3 + 2NH3 -> [Ag(NH3)2]NO3</chem>.

[[Файл:Ammoniak Reaktor BASF.jpg|thumb|right|Колонна синтеза аммиака, построенная в 1921 году BASF в Оппау (сейчас [[Людвигсхафен-ам-Райн]]), ныне расположена при [[Университет Карлсруэ|университете Карлсруэ]].]]

== История ==
Аммиак был впервые выделен в чистом виде [[Пристли, Джозеф|Дж. Пристли]] в [[1774 год в науке|1774 году]], который назвал его «щелочной воздух» ({{lang-en|alkaline air}})<ref>{{книга |автор=Priestley, Joseph |часть=Observations on Alkaline Air |заглавие=Experiments and Observations on Different Kinds of Air |год=1775 |том=I |издание=Second edition |страницы=163—177 |ссылка=https://archive.org/stream/experimentsobser01prie#page/162/mode/2up |язык=en}}</ref>. Через одиннадцать лет, в [[1785 год в науке|1785 году]] [[Бертолле, Клод Луи|К. Бертолле]] установил точный химический состав аммиака<ref>{{статья |заглавие=Analyse de'l Alkali volatil |издание=Histoire de l'Académie Royale des Sciences. Année M. DCCLXXXV. Avec les Mémoires de Mathématique & de Physique pour la même Année |страницы=316—326 |ссылка=http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k35847/f490.image.r |язык=fr |автор=Berthollet |год=1788 |archivedate=2016-06-30 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20160630151318/http://gallica.bnf.fr/ark:/12148/bpt6k35847/f490.image.r }}</ref>.
С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из [[азот]]а и [[водород]]а. Аммиак был очень нужен для синтеза соединений азота, поскольку получение их из [[Чилийская селитра|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 [[Габер, Фриц|Ф. Габер]], начавший трудиться над этой задачей в 1904 году и к [[1909 год в науке|1909 году]] создавший небольшой контактный аппарат, в котором использовал повышенное давление (в соответствии с [[Принцип Ле Шателье — Брауна|принципом Ле-Шателье]]) и [[катализатор]] из [[осмий|осмия]]. [[2 июля]] [[1909 год в науке|1909 года]] Габер устроил испытания аппарата в присутствии [[Бош, Карл|К. Боша]] и [[Митташ, Альвин|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 год в науке|1918 году]] Ф. Габер стал лауреатом [[Нобелевская премия по химии|Нобелевской премии по химии]] «за синтез аммиака из составляющих его элементов». В [[Россия|России]] и [[Союз Советских Социалистических Республик|СССР]] первая партия синтетического аммиака была получена в 1928 году на [[Корунд (предприятие)|Чернореченском химическом комбинате]] (Дзержинск)<ref name="Kn">{{статья|автор=Малина И.К.|заглавие=Синтез аммиака|издание=Книга для чтения по неорганической химии. Пособие для учащихся. Ч. II|место=М.|издательство=[[Просвещение (издательство)|Просвещение]]|год=1975|страницы=52—62}}</ref>.

== Происхождение названия ==
Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») от {{lang-grc|hals ammöniakos}} — название нашатыря, который получали в оазисе Аммониум в [[Ливийская пустыня|Ливийской пустыне]]<ref>Словарь иностранных слов. — М.: «[[Русский язык (издательство)|Русский язык]]», 1989. — 624 с. ISBN 5-200-00408-8</ref>, расположенном на перекрёстке караванных путей. В жарком климате [[мочевина]] (NH<sub>2</sub>)<sub>2</sub>CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак.

== Жидкий аммиак ==
Аммиак сжижается при температуре −36 °С, или комнатной температуре и давлении около 8,5 атмосфер, что делает удобным его хранение и транспортировку в жидком виде (см. [[аммиакопровод]]).

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с [[Вода|водой]]:
: <chem>2NH3 -> NH4^+ + NH2^-</chem>.

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

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: [[Щелочные металлы|щелочные]], [[Щёлочноземельные металлы|щёлочноземельные]], [[Магний|<chem>Mg</chem>]], [[Алюминий|<chem>Al</chem>]], а также [[Европий|<chem>Eu</chem>]] и [[Иттербий|<chem>Yb</chem>]]. В отличие от воды, с жидким аммиаком данные металлы не реагируют, а именно растворяются и могут быть выделены в исходном виде при испарении растворителя. Растворимость щелочных металлов в жидком <chem>NH3</chem> составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке <chem>NH3</chem> также растворяются некоторые [[интерметаллиды]], содержащие щелочные металлы, например, <chem>Na4Pb9</chem>.

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на [[Бронза|бронзу]]. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щёлочноземельные — в виде комплексов с аммиаком <chem>[\text{Э}(NH3)6]</chem>, обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и <chem>NH3</chem>.

Растворённый в <chem>NH3</chem> металл постепенно реагирует с образованием [[Амиды металлов|амида]]:
: <chem>2Na + 2NH3 -> 2NaNH2 + H2</chem>.

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион <chem>NH2^-</chem>, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от <chem>Li</chem> к <chem>Cs</chem>. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей <chem>H2O</chem>.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической проводимостью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окружённые молекулами <chem>NH3</chem>. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Многие соли имеют иную растворимость в жидком аммиаке по сравнению с водой. Сравнительная растворимость некоторых солей в воде и жидком аммиаке (г соли на 100 г растворителя) приведена в таблице ниже<ref>{{книга|автор=Под ред. Ю.Д. Третьякова|заглавие=Неорганическая химия: в 3 т|место=Москва|издательство=Издательский центр «Академия»|год=2004|том=2|страницы=178}}</ref>:

: {| class="wikitable" style="text-align: right"
|+
! |Растворитель
! |AgI
! |Ba(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>
! |KI
! |NaCl
! |BaCl<sub>2</sub>
! |ZnCl<sub>2</sub>
|-
! H<sub>2</sub>O
|0||9||144||36||36||367
|-
! NH<sub>3</sub>
|207||97||182||3||0||0
|}

Из-за такой различной растворимости многие реакции в среде жидкого аммиака протекают иначе, чем в воде. Например:

:: <math>\mathsf{Ba(NO_3)_2 + 2AgCl = BaCl_2 \downarrow + 2AgNO_3}</math>

В воде эта реакция протекает в обратную сторону.

== Комплексообразование ==
Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH<sub>3</sub> могут входить в качестве лиганда в состав [[комплексные соединения|комплексных соединений]]. Так, введение избытка аммиака в растворы солей [[d-элементы|d-металлов]] приводит к образованию их аминокомплексов:
: <chem>CuSO4 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]SO4</chem>.
: <chem>Ni(NO3)2 + 6NH3 -> [Ni(NH3)6](NO3)2</chem>.

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет (<chem>CuSO4</chem>) переходит в тёмно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (<chem>Ni(NO3)2</chem>) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с <chem>NH3</chem> образуют [[хром]] и [[кобальт]] в степени окисления +3.

== Биологическая роль ==
[[Файл:Symptoms of hyperammonemia.svg|thumb|250px|Основные симптомы гипераммониемии (повышения уровня эндогенного аммиака до токсических концентраций)<ref>{{cite web |url=http://emedicine.medscape.com/article/944996-overview |title=Hyperammonemia |author=Karl S. Roth, MD |website=[[Medscape]] |lang=en |date=2007-05-31 |accessdate=2009-07-07 |deadlink= |archive-url=https://web.archive.org/web/20081223051413/http://emedicine.medscape.com/article/944996-overview |archive-date=2008-12-23}}</ref>.]]

Аммиак является важным источником [[азот]]а 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 <chem>N2</chem>. Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез [[аминокислоты|аминокислот]] и [[нуклеотид]]ов, необходим процесс, который называется «[[Азотфиксация|азотфиксацией]]». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных соединений, образующихся в почве в результате разложения органических (растительных и животных) остатков. Другие, такие как бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны синтезировать аммиак из атмосферного азота<ref>{{cite web |author=M. B. Adjei, K. H. Quesenberry, C. G. Chamblis |title=Nitrogen Fixation and Inoculation of Forage Legumes |url=http://edis.ifas.ufl.edu/AG152 |publisher=University of Florida IFAS Extension |lang=en |date=2002-06 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20070520075000/http://edis.ifas.ufl.edu/AG152 |archivedate=2007-05-20}}</ref> с помощью ферментов, называемых [[нитрогеназа]]ми.

Аммиак является также конечным побочным продуктом [[метаболизм]]а аминокислот, а именно продуктом их [[дезаминирование|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 [[мочевина|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 [[мочевая кислота|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<ref>{{cite web |url=https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?sid=10323059 |title=PubChem Substance Summary |lang=en |accessdate=2009-07-07 |archive-date=2011-12-28 |archive-url=https://web.archive.org/web/20111228191547/http://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?sid=10323059 |deadlink=no }}</ref>. Печень животных преобразует аммиак в мочевину с помощью серии последовательных реакций, известных как цикл мочевины. Нарушение функции печени, такое, например, какое наблюдается при [[цирроз печени|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 [[кома]]тозных состояний при [[печёночная энцефалопатия|печёночной энцефалопатии]] и уремии, а также в развитие неврологических нарушений, часто наблюдаемых у больных со врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями<ref>{{книга |автор=Johannes Zschocke, Georg Hoffman |заглавие=Vademecum Metabolism |издательство=Friedrichsdorf, Germany: Milupa GmbH |год=2004 |язык=de |ref=Zschocke, Hoffman}}</ref>.

Менее выраженная, однако клинически существенная, гипераммониемия может наблюдаться при любых процессах, при которых наблюдается повышенный катаболизм белков, например при обширных [[ожоги|ожогах]], синдроме сдавления или размозжения тканей, обширных гнойно-некротических процессах, гангрене конечностей, [[сепсис]]е 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 [[глютамин]]а альфа-кетоглутарат может быть далее расщеплён с образованием двух молекул [[гидрокарбонат]]а, 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 (<chem>NH3 + H^+ -> NH4^+</chem>) и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма<ref>{{книга |автор=Burton D. Rose, Helmut G. Rennke |заглавие=Renal Pathophysiology |ссылка=https://archive.org/details/renalpathophysio0000rose |место=Baltimore |издательство={{Нп3|Lippincott Williams & Wilkins|Williams & Wilkins|en|Lippincott Williams & Wilkins}} |год=1994 |isbn=0-683-07354-0 |язык=en |ref=Rose, Rennke}}</ref>.

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<ref>{{книга |автор={{Нп3|Neil Campbell (scientist)|Neil A. Campbell|en|Neil Campbell (scientist)}}, Jane B. Reece |заглавие=Biology |ссылка=https://archive.org/details/biologyc00camp |издание=6th ed. |год=2002 |издательство={{Нп3|Pearson Education}} |место=San Francisco |страницы=[https://archive.org/details/biologyc00camp/page/937 937]—938 |страниц=1175 |часть=44 |язык=en |isbn=0-8053-6624-5 |isbn2=978-0805366242 |ref=Campbell, Reece}}</ref>.

Поскольку аммиак образуется при [[гниение|гниении]] [[белок|белка]], наличие его в природных водах служит признаком их загрязнённости<ref>{{Cite web |url=https://chem21.info/info/76648/ |title=Белки гниение |access-date=2020-04-11 |archive-date=2020-04-11 |archive-url=https://web.archive.org/web/20200411140333/https://chem21.info/info/76648/ |deadlink=no }}</ref>.

== Физиологическое действие и токсикология ==
[[Файл:Hazard T.svg|80px|left]]
Аммиак относится к [[Токсичность|токсичным]] веществам, по ГОСТ 12.1.007-76 его относят к 4-му уровню опасности.

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

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы<ref name="БМЭ-3изд-ТОМ-1">{{БМЭ3|статья=Аммиак|автор=[[Фердман, Давид Лазаревич|Фердман Д. Л.]]; [[Лепахин, Владимир Константинович|Лепахин В. К.]] (фарм.), Марченко Е. Н. (проф.), Швайкова М. Д. (суд.)|том=1|страницы=382—384}}</ref>.
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 {{num|37|мг/м³}}<ref>{{cite web |author= |url=http://www.rhbz.info/rhbz3.1.5.4.html |title=Учебное пособие по РХБЗ |subtitle=Характеристика аварийно химически опасных веществ |website=rhbz.info |publisher= |date= |description= |quote= |access-date=2021-03-28 |deadlink=1 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20111230153042/http://www.rhbz.info/rhbz3.1.5.4.html |archivedate=2011-12-30}}</ref>.

[[Предельно допустимая концентрация]] аммиака в воздухе рабочей зоны производственного помещения ([[ПДКр.з.]]) составляет 20 мг/м<sup>3</sup> <ref>ГОСТ 12.1.005-88. Система стандартов безопасности труда. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны</ref>. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака ([[ПДКс.с.]]) не должна превышать 0,04 мг/м<sup>3</sup> <ref>СанПиН 2.1.2.1002-00. Санитарно-эпидемиологические требования к жилым зданиям и помещениям</ref>. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м<sup>3</sup>. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

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

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м<sup>3</sup>) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее — Южно-Казахстанской) области Казахстана<ref>{{cite web |author=Пётр Образцов |url=https://iz.ru/news/350219 |title=Хорошо, что аммиака у нас мало. Плохо, что мало и коров |lang= |website= |publisher=[[Известия]] |date=2009-06-30 |access-date=2021-03-28}}</ref>.

В общепринятом представлении запах аммиака характеризуется как резкий и раздражающий, что обусловлено его высокой концентрацией и последующим взаимодействием с обонятельными рецепторами. Однако, при снижении концентрации аммиака до субпороговых значений, восприятие его аромата претерпевает существенные изменения. В диапазоне, близком к порогу обонятельного восприятия, обонятельный профиль аммиака трансформируется, приобретая характеристики, сходные с запахом эфирных соединений. Это изменение обусловлено сложными механизмами взаимодействия молекул аммиака с обонятельными рецепторами, включающими, вероятно, различную степень активации рецепторных подтипов и формирование специфических нейронных паттернов. При низких концентрациях аммиак не вызывает активации болевых рецепторов, ассоциированных с раздражающим воздействием, а скорее стимулирует восприятие, связанное с ощущением легкости и летучести, что субъективно интерпретируется как подобие эфирного аромата. Данный феномен демонстрирует зависимость обонятельного восприятия от концентрации химического вещества, подчеркивая сложность кодирования обонятельной информации в нервной системе.

== Применение ==
В основном используется для производства азотных [[удобрения|удобрений]] (нитрат и сульфат аммония, [[мочевина]]), взрывчатых веществ и [[полимер]]ов, [[азотная кислота|азотной кислоты]] (контактным методом), соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве [[Растворители|растворителя]].

В [[Климатическое и холодильное оборудование|холодильной технике]] используется в качестве [[холодильный агент|холодильного агента]] (R717) (см. «[[Аммиачная холодильная установка]]»).

В [[Медицина|медицине]] 10 % раствор аммиака, чаще называемый [[нашатырный спирт|нашатырным спиртом]], применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки рук хирурга. При неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приёма неразведённого раствора), рефлекторную остановку дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Применяют местно, ингаляционно и внутрь. Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочного состояния осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, смоченный нашатырным спиртом, к носу больного (на 0,5—1 с). Внутрь (только в разведении) для индукции рвоты. При укусах насекомых — в виде примочек; при невралгиях и миозитах — растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят в тёплой кипячёной воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

Физиологическое действие нашатырного спирта обусловлено резким запахом аммиака, который раздражает специфические рецепторы слизистой оболочки носа и способствует возбуждению дыхательного и сосудодвигательного центров мозга, вызывая учащение дыхания и повышение артериального давления.

Противоморозная добавка для сухих строительных растворов, относящаяся к ускорителям. Рекомендуемая дозировка — 2…8 % массы компонентов сухой смеси в зависимости от температуры применения.
Аммиачная вода <chem>NH3.H2O</chem> — продукт, представляющий собой газообразный аммиак <chem>NH3</chem>, растворённый в воде.

В [[цветоводство|цветоводстве]] пары [[Нашатырный спирт|нашатырного спирта]] используются для изменения окраски цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные — чёрными<ref name=col>{{cite web |author= |url=http://www.valleyflora.ru/10.html |title=Искусственное изменение окраски лепестков цветов |lang= |website=Удивительный мир растений |publisher= |date= |access-date=2021-03-28 |archive-date=2015-07-02 |archive-url=https://web.archive.org/web/20150702190926/http://www.valleyflora.ru/10.html |deadlink=no }}</ref>.
Некоторые цветы, такие как [[Астра|астры]], не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком приобретают приятный аромат<ref name=col />.

Аммиак используют как связывающее вещество для хранения и транспорта водорода. Транспортировка в аммиачном виде в 20 раз дешевле доставки сжатого эквивалентного количества водорода без связывающего вещества. В новой программе декарбонизации японской промышленности существенно расширено использование аммиака: согласно шестому энергетическому плану японского правительства, к 2030 году 1% энергопроизводства должен быть реализован за счет водорода и аммиака<ref name=":0" />.

Также в Японии развивается использование аммиака в качестве топлива: в Японии применяют смесь аммиака с угольной пылью. Для блока электростанции в 1 МВт при 20-процентной доле потребуется в год 500 тыс. т аммиака<ref name=":0" />. Широкое использование аммиака как энергоносителя может привести к росту спроса на рынке с текущего уровня в 180 млн до нескольких миллиардов тонн<ref name=":1" />.

== Получение ==
[[Файл:Haber-Bosch-Ru.svg|мини|Схема [[Процесс Габера|процесса Габера]]. Синтез аммиака и [[метанол]]а.]]
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота ([[процесс Габера]]):

: <chem>N2\ +\ 3H2 \rightleftarrows 2NH3</chem> + 91,84 к[[Джоуль|Дж]].

Реакция происходит с выделением тепла и понижением объёма. Следовательно, исходя из [[принцип Ле-Шателье|принципа Ле-Шателье]], реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при высоких давлениях — тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной реакции. Проведение реакции при очень высоких давлениях требует создания специального, выдерживающего высокое давление оборудования, а значит, и больших капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 °C устанавливается слишком медленно для практического её использования.

Выход аммиака ([[Объёмный процент|в объёмных процентах]]) за один проход катализатора при различных температурах и давлении имеет следующие значения<ref name="Uch">{{книга|часть=§ 19. Взаимодействие азота с водородом|автор=Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А.|заглавие=Неорганическая химия. Учебник для 9 класса|издание=7-е изд|издательство=[[Просвещение (издательство)|Просвещение]]|место=М.|год=1976|тираж=2350000|страницы=38—41}}</ref>:

: {| class="wikitable" style="text-align: right"
|+
! |
! |100 [[Атмосфера (единица измерения)|ат]]
! |300 [[Атмосфера (единица измерения)|ат]]
! |1000 [[Атмосфера (единица измерения)|ат]]
! |1500 [[Атмосфера (единица измерения)|ат]]
! |2000 [[Атмосфера (единица измерения)|ат]]
! |3500 [[Атмосфера (единица измерения)|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||colspan=3 rowspan=2 {{center}}|Нет данных
|-
! 550 °C
|6,82||19,13||41,16
|}
<chem> CaCN2 + 3H2O -> CaCO3 + 2NH3 ^</chem>

Применение катализатора (пористое [[железо]] с примесями [[оксид алюминия|Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>]] и K<sub>2</sub>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:
: <chem>NH4Cl + NaOH -> NH3 ^ + NaCl + H2O</chem>.

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашёной известью.
: <chem>2NH4Cl + Ca(OH)2 -> CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O</chem>

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

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический [[натрий]] и впоследствии [[Перегонка|перегоняя]]. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под [[вакуум]]ом. Система должна выдерживать высокое [[давление]] (при [[Комнатная температура|комнатной температуре]] давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер)<ref>{{книга |автор=Гордон А., Форд Р. |заглавие=Спутник химика |ответственный=Пер. с англ. Розенберга Е. Л., Коппель С. И. |ссылка= |место=М. |издательство=[[Мир (издательство)|Мир]] |год=1976 |страниц=544 |страницы= |isbn= |ref=Гордон, Форд}}</ref>. Абсорбционные колонны в промышленности применяют для получения аммиачной воды<ref>{{Cite web|url=https://chem21.info/info/718663/|title=Колонны для получения аммиачной воды - Справочник химика 21|website=chem21.info|access-date=2025-03-17}}</ref>.

При производстве аммиака из ископаемого топлива в качестве побочного продукта образуется углекислый газ: на каждую тонну произведенного аммиака приходится от 1,9 до 2,6 метрических тонн (т) углекислого газа. В 2020 году мировое производство аммиака привело к выделению около 450 миллионов метрических тонн (Мт) выбросов углекислого газа или около 1,2% от общемировых выбросов<ref>{{Cite web|url=https://www.mckinsey.com/industries/agriculture/our-insights/from-green-ammonia-to-lower-carbon-foods|title=Reducing GHG emissions with green ammonia and fertilizer {{!}} McKinsey|website=www.mckinsey.com|access-date=2025-03-17}}</ref>.

=== Расходные нормы на тонну аммиака ===
На производство одной тонны аммиака в России на 2007 год расходуется в среднем 1200 [[нормальный кубический метр|н.м<sup>3</sup>]] природного газа, в Европе — 900 н.м<sup>3</sup>
<ref>[http://www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=6472 ФАКТОРЫ КОНКУРЕНТНОСТИ НА РЫНКЕ АММИАЧНО-НИТРАТНЫХ УДОБРЕНИЙ] {{Wayback|url=http://www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=6472 |date=20131115222414 }}.</ref>
<ref>[http://www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=5469 АММИАЧНЫЕ УСТАНОВКИ НА РОССИЙСКИХ ПРЕДПРИЯТИЯХ] {{Wayback|url=http://www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=5469 |date=20131115205811 }}.</ref><ref>[http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3899 ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть I)] {{Wayback|url=http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3899 |date=20130411233650 }}.</ref><ref>[http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3916 ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть II)] {{Wayback|url=http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3916 |date=20121120182104 }}.</ref><ref>[http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3945 ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть III)] {{Wayback|url=http://www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3945 |date=20121122101506 }}.</ref>.

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 н.м<sup>3</sup> природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 н.м<sup>3</sup><ref>[http://news.21.by/economics/2010/07/24/112853.html Лукашенко потребовал ускорить модернизацию «Гродно Азота»] {{Wayback|url=http://news.21.by/economics/2010/07/24/112853.html |date=20121202050455 }}. 21.by.</ref>.

Украинские производители потребляют от 750 н.м<sup>3</sup><ref>[http://logotekagro.blogspot.com/2011/06/blog-post.html Селитра аммиачная 095-2471996: Удар по гривне] {{Wayback|url=http://logotekagro.blogspot.com/2011/06/blog-post.html |date=20130618140353 }}.</ref> до 1170 н.м<sup>3</sup><ref>[http://logotekagro.blogspot.com/2011/05/blog-post_13.html Селитра аммиачная 095-2471996: Наши химики — впереди российских] {{Wayback|url=http://logotekagro.blogspot.com/2011/05/blog-post_13.html |date=20130618102808 }}.</ref> природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7—7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака<ref>{{Cite web |url=http://uhde.ru/files/01_ammiak.pdf |title=Технология производства аммиака |accessdate=2011-08-16 |archiveurl=https://web.archive.org/web/20130613000810/http://uhde.ru/files/01_ammiak.pdf |archivedate=2013-06-13 |deadlink=yes }}</ref>.

== 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 аммиаком слизистой оболочки глаза — промыть глаза водой (по 15 раз через каждые 10 мин) или 5 % раствором [[борная кислота|борной кислоты]], не растирая глаза. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор [[лимонная кислота|лимонной кислоты]] или натуральные соки. В случае приёма внутрь — пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор [[лимонная кислота|лимонной кислоты]] или 1 % раствор [[уксусная кислота|уксусной кислоты]] до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами малоизучено.

== Производители аммиака ==
'''Производители аммиака в России'''

: {| class="wikitable" style="text-align: right"
|+
! Компания
! 2006, тыс. т
! 2007, тыс. т
|-----
|{{left}} [[ТольяттиАзот|ОАО «Тольяттиазот»]]
| 2634
| 2 403,3
|-----
|{{left}} [[Азот (компания)|ОАО НАК «Азот»]]
| 1526
| 1 514,8
|-----
|{{left}} [[Акрон (компания)|ОАО «Акрон»]]
| 1526
| 1 114,2
|-----
|{{left}} ОАО «[[Невинномысский азот]]», г. [[Невинномысск]]
| 1065
| 1 087,2
|-----
|{{left}} ОАО «Минудобрения» (г. Россошь)
| 959
| 986,2
|-----
|{{left}} [[Азот (Кемерово)|ОАО «АЗОТ» г. Кемерово]]
| 854
| 957,3
|-----
|{{left}} ОАО «Азот»{{прояснить}}
| 869
| 920,1
|-----
|{{left}} [[Завод минеральных удобрений КЧХК|ОАО «ЗМУ КЧХК»]]
| 956
| 881,1
|-----
|{{left}} ОАО Череповецкий «Азот»
| 936
| 790,6
|-----
|{{left}} [[Куйбышевазот|ЗАО «Куйбышевазот»]]
| 506
| 570,4
|-----
|{{left}} [[Газпром нефтехим Салават|ОАО «Газпром Нефтехим Салават»]]
| 492
| 512,8
|-----
|{{left}} «Минеральные удобрения» (г. Пермь)
| 437
| 474,6
|-----
|{{left}} [[Акрон (компания)|ОАО «Дорогобуж»]]
| 444
| 473,9
|-----
|{{left}} ОАО «Воскресенские минеральные удобрения»
| 175
| 205,3
|-----
|{{left}} ОАО «Щекиноазот»
| 58
| 61,1
|-----
|{{left}} АО «Аммоний» (г. Менделеевск)[http://www.ammoni.ru/]
| —
| —
|-----
|{{left}} '''Итого'''
| '''13 437'''
| '''12 952,9'''
|}

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

По итогам 2014 года в России было произведено 14,8 млн тонн аммиака (+2 % к 2013 году) (по данным Росстата). Производство аммиака в России сконцентрировано в Приволжском федеральном округе (46 % по итогам 2014 года). Далее следуют Центральный федеральный округ (23 %) и Северо-Западный федеральный округ (16 %).

Порядка 25 % российского производства аммиака отправляется на экспорт. Так, в 2014 году объём российского экспорта аммиака (по данным ФТС) составил 3,6 млн тонн (+6 % к 2013 году) на сумму 1,6 млрд долл. США.

Ключевыми странами-получателями в 2014 году стали Украина, Финляндия и Литва<ref>{{Cite web|url =http://marketing-i.ru/khimicheskaya-promyshlennost/otraslevye-novosti/khimicheskaya-promyshlennost/chetvert-rossijskogo-ammiaka-ukhodit-na-eksport|title =Четверть российского аммиака уходит на экспорт|author =|work =|date =|publisher =|deadlink =yes|archiveurl =https://web.archive.org/web/20160304220331/http://marketing-i.ru/khimicheskaya-promyshlennost/otraslevye-novosti/khimicheskaya-promyshlennost/chetvert-rossijskogo-ammiaka-ukhodit-na-eksport|archivedate =2016-03-04}}</ref>.

'''Производители аммиака на Украине'''{{Нет АИ|28|09|2019}}

: {| class="wikitable"
|+
! |Компания
! |2008
|-----
| [[ПАО «Концерн Стирол»]]
| 1331
|-----
| [[Одесский припортовый завод]]
| 1128
|-----
| [[Северодонецкое объединение Азот]]
| 1015
|-----
| [[Черкасский химический комбинат|«Азот» (Черкассы)]]
| {{0}}778
|-----
| «Днепроазот» г. Днепродзержинск
| {{0}}515
|-----
|  «Ровноазот»
| {{0}}382
|-----
| '''Итого'''
| '''5149'''
|+
|}
{{Навигация}}
{{-}}

== См. также ==
* [[Аммониак]]
* [[Азотистоводородная кислота]]

== Примечания ==
{{примечания}}

== Литература ==
* {{книга |автор=Ахметов Н. С. |заглавие=Общая и неорганическая химия |ответственный= |ссылка= |место=М. |издательство=Высшая школа |год=2001 |страниц= |страницы= |isbn= |ref=Ахметов}}
* {{книга |автор=[[Карапетьянц, Михаил Христофорович|Карапетьянц М. Х.]], Дракин С. И. |заглавие=Общая и неорганическая химия |ответственный= |ссылка= |место=М. |издательство=Химия |год=1994 |страниц= |страницы= |isbn= |ref=Карапетьянц, Дракин}}
* {{книга |автор=Акимова Л. Д. |заглавие=Изучающим основы холодильной техники |ответственный= |ссылка= |место=М. |издательство= |год=1996 |страниц= |страницы= |isbn= |ref=Акимова}}
* {{книга |автор=Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. |заглавие=Химия |ответственный= |ссылка= |место=Мн. |издательство=Народная асвета |год=2007 |страниц= |страницы= |isbn= |ref=Ельницкий и др.}}

== Ссылки ==
* {{ВТ-ЭСБЕ|Аммиак, газ}}
* {{ВТ-ЭСБЕ|Аммиак водный}}
* {{ВТ-ЭСБЕ|Аммониак}}
* {{ВТ-ЭСБЕ|Аммониемия}}
* {{cite web |author= |url=https://webbook.nist.gov/cgi/cbook.cgi?ID=C7664417&Units=SI&Mask=6F |title=Ammonia |lang=en |website=NIST Chemistry WebBook |publisher=U.S. Secretary of Commerce on behalf of the United States of America |date= |access-date=2021-03-28}}
{{внешние ссылки}}

[[Категория:Соединения азота по алфавиту]]
[[Категория:Соединения азота]]
[[Категория:Ядовитые вещества]]
[[Категория:Соединения водорода]]
[[Категория:Нитриды]]
[[Категория:Растворители]]
[[Категория:Хладагенты]]
[[Категория:Биологический цикл азота]]
[[Категория:Сигнальные молекулы газообразных веществ]]
[[Категория:Аммиак]]