Русская Википедия:Аммиак

Содержание

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Текст

Аммиа́к (нитрид водорода, 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.

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 <chem>N-H</chem>), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя 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 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:

<chem>NH3 + H+ -> NH4+</chem>.

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

<chem>NH3 + H2O -> NH4+ + OH-</chem>, K_o=1,8Шаблон:E

• Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

<chem>NH3 + HNO3 -> NH4NO3</chem>

• Аммиак также способен образовывать с металлами соли — амиды, имиды и нитриды. Соединения, содержащие ионы <chem>NH2-</chem>, называются амидами, <chem>NH^{2-}</chem> — имидами, а <chem>N^{3-}</chem> — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

<chem>2NH3 + 2K -> 2KNH2 + H2 ^</chem>.

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 <chem>OH-</chem> и <chem>NH2-</chem>, а также молекулы <chem>H2O</chem> и <chem>NH3</chem> изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

<chem>NaNH2 + H2O -> NaOH + NH3 ^</chem>.

и в спиртах:

<chem>KNH2 + C2H5OH -> C2H5OK + NH3 ^</chem>.

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

<chem>KNH2 \rightleftarrows {K+} + NH2-</chem>.

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: <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 кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения 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 нашатыря <chem>NH4Cl</chem> для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

<chem>3CuO + 2NH4Cl -> 3Cu + 3H2O + 2HCl + N_2</chem>

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

<chem>2NH3 + NaOCl -> N2H4 + NaCl + H2O</chem>

Концентрированная хлорная кислота окисляет аммиак до азотной кислоты:

<chem>NH3 + HClO4 -> HCl + HNO3 + H2O</chem>

• 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):

<chem>NH3 + CH3Cl -> [CH3NH3]Cl</chem> (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 <chem>HCN</chem> и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

<chem>2CH4 + 2NH3 + 3O2 -> 2HCN ^ + 6H2O</chem>,

• <chem>NH4OH -> NH3 ^ + H2O</chem>.
• C солями меди и с серебром 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

Колонна синтеза аммиака, построенная в 1921 году BASF в Оппау (сейчас Людвигсхафен-ам-Райн), ныне расположена при университете Карлсруэ.

История

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (Шаблон:Lang-en). 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») от Шаблон:Lang-grc — название нашатыря, который получали в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне, 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. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амонианШаблон:Нет АИ. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали минерал нашатырь (NH₄Cl), который при нагревании испаряет аммиакШаблон:Нет АИ.

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:

<chem>2NH3 -> NH4^+ + NH2^-</chem>.

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, <chem>Mg</chem>, <chem>Al</chem>, а также <chem>Eu</chem> и <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 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 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:

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:

<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 NH₃ могут входить в качестве лиганда в состав комплексных соединений. Так, введение избытка аммиака в растворы солей 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

Основные симптомы гипераммониемии (повышения уровня эндогенного аммиака до токсических концентраций).

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 <chem>N2</chem>. 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 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. 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.

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 (<chem>NH3 + H^+ -> NH4^+</chem>) 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.

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

Физиологическое действие и токсикология

Файл:Hazard T.svg

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. 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.

Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³ . В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³ . 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.

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 <chem>NH3.H2O</chem> — продукт, представляющий собой газообразный аммиак <chem>NH3</chem>, растворённый в воде.

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

Получение

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

<chem>N2\ +\ 3H2 \rightleftarrows 2NH3</chem> + 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:

	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

<chem> CaCN2 + 3H2O -> CaCO3 + 2NH3 ^</chem>

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:

<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 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 колоннахШаблон:Нет АИ.

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 .

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

Украинские производители потребляют от 750 н.м³ до 1170 н.м³ 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 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.

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

См. также

• Аммониак

Литература

• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга

Ссылки

• Шаблон:ВТ-ЭСБЕ
• Шаблон:ВТ-ЭСБЕ
• Шаблон:ВТ-ЭСБЕ
• Шаблон:ВТ-ЭСБЕ
• Шаблон:Cite web

Внешние ссылки