Аммиак

Шаблон:Карточка{{#invoke:check for unknown parameters|check |unknown= |ignoreblank= |preview=Неизвестный параметр «_VALUE_» шаблона Вещество |showblankpositional= |CAS|ChEBI|ChemSpiderID|ECB|EINECS|H-фразы|InChI|InChIKey|NFPA 704|P-фразы|PubChem|R-фразы|RTECS|S-фразы|SMILES|nocat|Кодекс Алиментариус|ЛД50|ООН|ПДК|СГС|большие схемы|вещество1|вещество2|вещество3|вещество4|внешний вид|вращение|гибридизация|давление пара|диапазон прозрачности|динамическая вязкость|дипольный момент|заголовок|изображение|изображение слева|изображение справа|изображение2|изоэлектрическая точка|интервал трансформации|картинка|картинка малая|картинка2|картинка3D|картинка 3D|картинка3D2|кинематическая вязкость|конст. диссоц. кислоты|константа В. дер В.|координационная геометрия|коэфф. электр. сопротив.|кристаллическая структура|критическая плотность|критическая темп.|критическая точка|критическое давление|молярная концентрация|молярная масса|наименование|описание изображений слева и справа|описание изображения|описание изображения слева|описание изображения справа|описание изображения2|описание картинки|описание картинки2|описание картинки3D|описание картинки3D2|описание малой картинки|от. диэлектр. прониц.|плотность|поверхностное натяжение|показатель преломления|предел прочности|пределы взрываемости|примеси|проводимость|растворимость|растворимость1|растворимость2|растворимость3|растворимость4|рац. формула|сигнальное слово|скорость звука|сокращения|состояние|твёрдость|темп. воспламенения|темп. вспышки|темп. кипения|темп. кипения пр.|темп. плавления|темп. разложения|темп. самовоспламенения|темп. стеклования|темп. сублимации|температура размягчения|тепловое расширение|теплопроводность|теплоёмкость|теплоёмкость2|токсичность|традиционные названия|тройная точка|угол Брюстера|уд. электр. сопротивление|удельная теплота парообразования|удельная теплота плавления|фазовые переходы|хим. имя|хим. формула|ширина изображения|ширина изображения2|энергия ионизации|энтальпия кипения|энтальпия образования|энтальпия плавления|энтальпия растворения|энтальпия сгорания|энтальпия сублимации|ЕС|удельная теплота парообразования2|удельная теплота плавления2|Номер UN|эмпирическая формула|теплота парообразования|энтальпия раствородия|тепловое расширодие}}

Аммиа́к (нитрид водорода, гидрид азота, аммониа́к, химическая формула — NH₃) — бинарное неорганическое химическое соединение, молекула которого состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода.

При нормальных условиях, аммиак — это бесцветный газ с резким характерным запахом.

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство превышает 180 млн тонн^[1]. На 2024 год 80% ежегодно производимого аммиака используют для производства удобрений, 20% — как растворители для технических нужд, но также растёт применение аммиака в энергетике^[2].

Физические свойства

Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у воздуха. Токсичен, ПДКр.з. составляет 20 мг/м³ — 4-й класс опасности (малоопасные вещества) в соответствии ГОСТ 12.1.007-76. Растворимость аммиака в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Шаблон:Lang-en (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи $N - H$ ), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония $N H_{4}^{+}$ . 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 водородными связями. Сравнение физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие температуры кипения (t_кип −33,35 °C) и плавления (t_пл −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 Шаблон:Num, 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 Брёнстеда или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

N H_{3} + H^{+} ⟶ N H_{4}^{+}

.

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

N H_{3} + H_{2} O ⟶ N H_{4}^{+} + O H^{-}

, K_o=1,8Шаблон:E

Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

N H_{3} + H N O_{3} ⟶ N H_{4} N O_{3}

Аммиак также способен образовывать с металлами соли — амиды, имиды и нитриды. Соединения, содержащие ионы $N H_{2}^{-}$ , называются амидами, $N H^{2 -}$ — имидами, а $N^{3 -}$ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2 N H_{3} + 2 K ⟶ 2 K N H_{2} + H_{2} ↑

.

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

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы $O H^{-}$ и $N H_{2}^{-}$ , а также молекулы $H_{2} O$ и $N H_{3}$ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

N a N H_{2} + H_{2} O ⟶ N a O H + N H_{3} ↑

.

и в спиртах:

K N H_{2} + C_{2} H_{5} O H ⟶ C_{2} H_{5} O K + N H_{3} ↑

.

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

K N H_{2} ⇄ K+ + N H_{2}^{-}

.

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: $L i N H_{2}$ — нерастворим, $N a N H_{2}$ — малорастворим, $K N H_{2}$ , $R b N H_{2}$ и $C s N H_{2}$ — хорошо растворимы.

При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:

2 N H_{3} \overset{1200 - 1300^{\circ} C}{\to} N2 + 3 H_{2}

(реакция обратима),

4 N H_{3} + 3 O_{2} ⟶ 2 N_{2} ↑ + 6 H_{2} O

(без катализатора, при повышенной температуре),

4 N H_{3} + 5 O_{2} ⟶ 4 N O ↑ + 6 H_{2} O

(в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

На восстановительной способности $N H_{3}$ основано применение нашатыря $N H_{4} C l$ для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3 C u O + 2 N H_{4} C l ⟶ 3 C u + 3 H_{2} O + 2 H C l + N_{2}

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2 N H_{3} + N a O C l ⟶ N_{2} H_{4} + N a C l + H_{2} O

Концентрированная хлорная кислота окисляет аммиак до азотной кислоты:

N H_{3} + H C l O_{4} ⟶ H C l + H N O_{3} + 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

(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 $H C N$ и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

2 C H_{4} + 2 N H_{3} + 3 O_{2} ⟶ 2 H C N ↑ + 6 H_{2} O

,

$N H_{4} O H ⟶ N H_{3} ↑ + H_{2} O$ .
C солями меди и с серебром образует комплексные соли-аммиакаты

C u (N O_{3})_{2} + 4 N H_{3} ⟶ [C u (N H_{3})_{4}] (N O_{3})_{2}

,

C u_{3} (P O_{4})_{2} + 12 N H_{3} ⟶ [C u (N H_{3})_{4}]_{3} (P O_{4})_{2}

,

C u (C H_{3} C O O)_{2} + 4 N H_{3} ⟶ [C u (N H_{3})_{4}] (C H_{3} C O O)_{2}

,

A g N O_{3} + 2 N H_{3} ⟶ [A g (N H_{3})_{2}] N O_{3}

.

История

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (Шаблон:Lang-en)^[3]. Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака^[4]. 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 (Дзержинск)^[5].

Происхождение названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») от Шаблон:Lang-grc — название нашатыря, который получали в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне^[6], расположенном на перекрёстке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH₂)₂CO, 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 водой:

2 N H_{3} ⟶ N H_{4}^{+} + N H_{2}^{-}

.

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10⁻³³ (моль/л²).

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, $M g$ , $A l$ , а также $E u$ и $Y b$ . 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 $N H_{3}$ составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке $N H_{3}$ также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например, $N a_{4} P b_{9}$ .

Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет, концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щёлочноземельные — в виде комплексов с аммиаком $[Э (N H_{3})_{6}]$ , обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и $N H_{3}$ .

Растворённый в $N H_{3}$ металл постепенно реагирует с образованием амида:

2 N a + 2 N H_{3} ⟶ 2 N a N H_{2} + H_{2}

.

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион $N H_{2}^{-}$ , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от $L i$ к $C s$ . Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей $H_{2} O$ .

Металлоаммиачные растворы обладают металлической проводимостью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окружённые молекулами $N H_{3}$ . 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^[7]:


Растворитель	AgI	Ba(NO₃)₂	KI	NaCl	BaCl₂	ZnCl₂
H₂O	0	9	144	36	36	367
NH₃	207	97	182	3	0	0

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

𝖡 𝖺 (𝖭 𝖮_{𝟥})_{𝟤} + 𝟤 𝖠 𝗀 𝖢 𝗅 = 𝖡 𝖺 𝖢 𝗅_{𝟤} ↓ + 𝟤 𝖠 𝗀 𝖭 𝖮_{𝟥}

В воде эта реакция протекает в обратную сторону.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH₃ могут входить в качестве лиганда в состав комплексных соединений. 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}

.

N i (N O_{3})_{2} + 6 N H_{3} ⟶ [N i (N H_{3})_{6}] (N O_{3})_{2}

.

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет ( $C u S O_{4}$ ) переходит в тёмно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной ( $N i (N O_{3})_{2}$ ) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с $N H_{3}$ 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 «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^[9] с помощью ферментов, называемых нитрогеназами.

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^[10]. 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 со врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями^[11].

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 ( $N H_{3} + H^{+} ⟶ N H_{4}^{+}$ ) и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма^[12].

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^[13].

Поскольку аммиак образуется при гниении белка, наличие его в природных водах служит признаком их загрязнённости^[14].

Физиологическое действие и токсикология

Аммиак относится к токсичным веществам, по ГОСТ 12.1.007-76 его относят к 4-му уровню опасности.

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^[15]. 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 Шаблон:Num^[16].

Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³ ^[17]. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³ ^[18]. Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

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

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее — Южно-Казахстанской) области Казахстана^[19].

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 удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты (контактным методом), соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717) (см. «Аммиачная холодильная установка»).

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый 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 $N H_{3} \cdot H_{2} O$ — продукт, представляющий собой газообразный аммиак $N H_{3}$ , растворённый в воде.

В цветоводстве пары нашатырного спирта используются для изменения окраски цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные — чёрными^[20]. Некоторые цветы, такие как астры, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком приобретают приятный аромат^[20].

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^[2].

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^[2]. Широкое использование аммиака как энергоносителя может привести к росту спроса на рынке с текущего уровня в 180 млн до нескольких миллиардов тонн^[1].

Получение

Схема процесса Габера. Синтез аммиака и метанола.

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота (процесс Габера):

N_{2} + 3 H_{2} ⇄ 2 N H_{3}

+ 91,84 кДж.

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

Выход аммиака (в объёмных процентах) за один проход катализатора при различных температурах и давлении имеет следующие значения^[21]:


	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	colspan=3 rowspan=2 Шаблон:Center\|Нет данных
550 °C	6,82	19,13	41,16

$C a C N_{2} + 3 H_{2} O ⟶ C a C O_{3} + 2 N H_{3} ↑$

Применение катализатора (пористое железо с примесями Al₂O₃ и K₂O) 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

.

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашёной 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

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)^[22]. Абсорбционные колонны в промышленности применяют для получения аммиачной воды^[23].

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^[24].

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России на 2007 год расходуется в среднем 1200 н.м³ природного газа, в Европе — 900 н.м³ ^[25] ^[26]^[27]^[28]^[29].

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 н.м³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 н.м³^[30].

Украинские производители потребляют от 750 н.м³^[31] до 1170 н.м³^[32] природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7—7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака^[33].

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 борной кислоты, не растирая глаза. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приёма 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 малоизучено.

Производители аммиака

Производители аммиака в России


Компания	2006, тыс. т	2007, тыс. т
Шаблон:Left ОАО «Тольяттиазот»	2634	2 403,3
Шаблон:Left ОАО НАК «Азот»	1526	1 514,8
Шаблон:Left ОАО «Акрон»	1526	1 114,2
Шаблон:Left ОАО «Невинномысский азот», г. Невинномысск	1065	1 087,2
Шаблон:Left ОАО «Минудобрения» (г. Россошь)	959	986,2
Шаблон:Left ОАО «АЗОТ» г. Кемерово	854	957,3
Шаблон:Left ОАО «Азот»Шаблон:Прояснить	869	920,1
Шаблон:Left ОАО «ЗМУ КЧХК»	956	881,1
Шаблон:Left ОАО Череповецкий «Азот»	936	790,6
Шаблон:Left ЗАО «Куйбышевазот»	506	570,4
Шаблон:Left ОАО «Газпром Нефтехим Салават»	492	512,8
Шаблон:Left «Минеральные удобрения» (г. Пермь)	437	474,6
Шаблон:Left ОАО «Дорогобуж»	444	473,9
Шаблон:Left ОАО «Воскресенские минеральные удобрения»	175	205,3
Шаблон:Left ОАО «Щекиноазот»	58	61,1
Шаблон:Left АО «Аммоний» (г. Менделеевск)[1]	—	—
Шаблон: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^[34].

Производители аммиака на УкраинеШаблон:Нет АИ


Компания	2008
ПАО «Концерн Стирол»	1331
Одесский припортовый завод	1128
Северодонецкое объединение Азот	1015
«Азот» (Черкассы)	Шаблон:0778
«Днепроазот» г. Днепродзержинск	Шаблон:0515
«Ровноазот»	Шаблон:0382
Итого	5149

Шаблон:Навигация Шаблон:-

См. также

Примечания

Шаблон:Примечания

Литература

Ссылки

Шаблон:Внешние ссылки

↑ ^1,0 ^1,1 Шаблон:Cite web
↑ ^2,0 ^2,1 ^2,2 Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Статья
↑ Шаблон:Статья
↑ Словарь иностранных слов. — М.: «Русский язык», 1989. — 624 с. ISBN 5-200-00408-8
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:БМЭ3
↑ Шаблон:Cite web
↑ ГОСТ 12.1.005-88. Система стандартов безопасности труда. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны
↑ СанПиН 2.1.2.1002-00. Санитарно-эпидемиологические требования к жилым зданиям и помещениям
↑ Шаблон:Cite web
↑ ^20,0 ^20,1 Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Книга
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Cite web
↑ ФАКТОРЫ КОНКУРЕНТНОСТИ НА РЫНКЕ АММИАЧНО-НИТРАТНЫХ УДОБРЕНИЙ Шаблон:Wayback.
↑ АММИАЧНЫЕ УСТАНОВКИ НА РОССИЙСКИХ ПРЕДПРИЯТИЯХ Шаблон:Wayback.
↑ ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть I) Шаблон:Wayback.
↑ ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть II) Шаблон:Wayback.
↑ ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть III) Шаблон:Wayback.
↑ Лукашенко потребовал ускорить модернизацию «Гродно Азота» Шаблон:Wayback. 21.by.
↑ Селитра аммиачная 095-2471996: Удар по гривне Шаблон:Wayback.
↑ Селитра аммиачная 095-2471996: Наши химики — впереди российских Шаблон:Wayback.
↑ Шаблон:Cite web
↑ Шаблон:Cite web

[:1-1] 1,0 ^1,1 Шаблон:Cite web

[:0-2] 2,0 ^2,1 ^2,2 Шаблон:Cite web

[3] Шаблон:Книга

[4] Шаблон:Статья

[Kn-5] Шаблон:Статья

[6] Словарь иностранных слов. — М.: «Русский язык», 1989. — 624 с. ISBN 5-200-00408-8

[7] Шаблон:Книга

[8] Шаблон:Cite web

[9] Шаблон:Cite web

[10] Шаблон:Cite web

[11] Шаблон:Книга

[12] Шаблон:Книга

[13] Шаблон:Книга

[14] Шаблон:Cite web

[БМЭ-3изд-ТОМ-1-15] Шаблон:БМЭ3

[16] Шаблон:Cite web

[17] ГОСТ 12.1.005-88. Система стандартов безопасности труда. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны

[18] СанПиН 2.1.2.1002-00. Санитарно-эпидемиологические требования к жилым зданиям и помещениям

[19] Шаблон:Cite web

[col-20] 20,0 ^20,1 Шаблон:Cite web

[Uch-21] Шаблон:Книга

[22] Шаблон:Книга

[23] Шаблон:Cite web

[24] Шаблон:Cite web

[25] ФАКТОРЫ КОНКУРЕНТНОСТИ НА РЫНКЕ АММИАЧНО-НИТРАТНЫХ УДОБРЕНИЙ Шаблон:Wayback.

[26] АММИАЧНЫЕ УСТАНОВКИ НА РОССИЙСКИХ ПРЕДПРИЯТИЯХ Шаблон:Wayback.

[27] ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть I) Шаблон:Wayback.

[28] ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть II) Шаблон:Wayback.

[29] ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть III) Шаблон:Wayback.

[30] Лукашенко потребовал ускорить модернизацию «Гродно Азота» Шаблон:Wayback. 21.by.

[31] Селитра аммиачная 095-2471996: Удар по гривне Шаблон:Wayback.

[32] Селитра аммиачная 095-2471996: Наши химики — впереди российских Шаблон:Wayback.

[33] Шаблон:Cite web

[34] Шаблон:Cite web

[1]

[2]

[3]

[4]

[5]

[6]

[7]

[8]

[9]

[10]

[11]

[12]

[13]

[14]

[15]

[16]

[17]

[18]

[19]

[20]

[21]

[22]

[23]

[24]

[25]

[26]

[27]

[28]

[29]

[30]

[31]

[32]

[33]

[34]