Как пишется раствор аммиака

From Wikipedia, the free encyclopedia

Ammonium hydroxide

Names
IUPAC name Ammonium hydroxide
Other names Ammonia water
Identifiers
CAS Number	1336-21-6  7664-41-7
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:18219
ChemSpider	14218
ECHA InfoCard	100.014.225
EC Number	215-647-6
E number	E527 (acidity regulators, …)
KEGG	C01358
PubChem CID	14923
RTECS number	BQ9625000
UNII	5138Q19F1X
UN number	2672
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID4020080
InChI InChI=1S/H3N.H2O/h1H3;1H2  Key: VHUUQVKOLVNVRT-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/H3N.H2O/h1H3;1H2 Key: VHUUQVKOLVNVRT-UHFFFAOYAI
SMILES [OH2].[NH3]
Properties[1]
Chemical formula	NH3(aq)
Molar mass	17.031 g/mol
Appearance	Colourless liquid
Odor	«Fishy», highly pungent
Density	0.91 g/cm3 (25 % w/w) 0.88 g/cm3 (35 % w/w)
Melting point	−57.5 °C (−71.5 °F; 215.7 K) (25 % w/w) −91.5 °C (35% w/w)
Boiling point	37.7 °C (99.9 °F; 310.8 K) (25 % w/w)
Solubility in water	Miscible
Magnetic susceptibility (χ)	−31.5×10−6 cm3/mol
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	111 J/(mol·K)[2]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−80 kJ/mol[2]
Hazards[4][5]
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Moderately toxic
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H314, H335, H410
Precautionary statements	P261, P271, P273, P280, P303+P361+P353, P305+P351+P338
NFPA 704 (fire diamond)	3 1 0 COR
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	100 — 200 mg/kg[3]
Related compounds
Other anions	Ammonium chloride Ammonium cyanide
Other cations	Tetramethylammonium hydroxide
Related compounds	Ammonia Hydroxylamine
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Ammonia solution, also known as ammonia water, ammonium hydroxide, ammoniacal liquor, ammonia liquor, aqua ammonia, aqueous ammonia, or (inaccurately) ammonia, is a solution of ammonia in water. It can be denoted by the symbols NH₃(aq). Although the name ammonium hydroxide suggests an alkali with composition [NH⁺
₄][OH⁻
], it is actually impossible to isolate samples of NH₄OH. The ions NH⁺
₄ and OH⁻ do not account for a significant fraction of the total amount of ammonia except in extremely dilute solutions.^[6]

Basicity of ammonia in water[edit]

In aqueous solution, ammonia deprotonates a small fraction of the water to give ammonium and hydroxide according to the following equilibrium:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH⁻.

In a 1 M ammonia solution, about 0.42% of the ammonia is converted to ammonium, equivalent to pH = 11.63
because [NH₄⁺] = 0.0042 M, [OH⁻] = 0.0042 M, [NH₃] = 0.9958 M, and pH = 14 + log₁₀[OH⁻] = 11.62. The base ionization constant is

K_b = [NH₄⁺][OH⁻] / [NH₃] = 1.77×10⁻⁵.

Saturated solutions[edit]

Like other gases, ammonia exhibits decreasing solubility in solvent liquids as the temperature of the solvent increases. Ammonia solutions decrease in density as the concentration of dissolved ammonia increases. At 15.6 °C (60.1 °F), the density of a saturated solution is 0.88 g/ml and contains 35.6% ammonia by mass, 308 grams of ammonia per litre of solution, and has a molarity of approximately 18 mol/L. At higher temperatures, the molarity of the saturated solution decreases and the density increases.^[7] Upon warming saturated solutions, ammonia gas is released.

Applications[edit]

In contrast to anhydrous ammonia, aqueous ammonia finds few non-niche uses outside of cleaning agents.

Household cleaner[edit]

Diluted (1–3%) ammonia is also an ingredient of numerous cleaning agents, including many window cleaning formulas.^[8] Because aqueous ammonia is a gas dissolved in water, as the water evaporates from a window, the gas evaporates also, leaving the window streak-free.

In addition to use as an ingredient in cleansers with other cleansing ingredients, ammonia in water is also sold as a cleaning agent by itself, usually labeled as simply «ammonia». It may be sold plain, lemon-scented (and typically colored yellow), or pine-scented (green). Commonly available ammonia with soap added is known as «cloudy ammonia».

Alkyl amine precursor[edit]

In industry, aqueous ammonia can be used as a precursor to some alkyl amines, although anhydrous ammonia is usually preferred. Hexamethylenetetramine forms readily from aqueous ammonia and formaldehyde. Ethylenediamine forms from 1,2-dichloroethane and aqueous ammonia.^[9]

Absorption refrigeration[edit]

In the early years of the twentieth century, the vapor absorption cycle using water-ammonia systems was popular and widely used, but after the development of the vapor compression cycle it lost much of its importance because of its low coefficient of performance (about one fifth of that of the vapor compression cycle). Both the Electrolux refrigerator^[10] and the Einstein refrigerator are well known examples of this application of the ammonia solution.

Water treatment[edit]

Ammonia is used to produce monochloramine, which is used as a disinfectant.^[11] Chloramine is preferred over chlorination for its ability to remain active in stagnant water pipes longer, reducing the risk of waterborne infections.

Ammonia is used by aquarists for the purposes of setting up a new fish tank using an ammonia process called fishless cycling.^[12] This application requires that the ammonia contain no additives.

Food production[edit]

Baking ammonia (ammonium bicarbonate) was one of the original chemical leavening agents. It was obtained from deer antlers.^[13] It is useful as a leavening agent, because ammonium carbonate is heat activated. This characteristic allows bakers to avoid both yeast’s long proofing time and the quick CO₂ dissipation of baking soda in making breads and cookies rise. It is still used to make ammonia cookies and other crisp baked goods, but its popularity has waned because of ammonia’s off-putting smell and concerns over its use as a food ingredient compared to modern-day baking powder formulations. It has been assigned E number E527 for use as a food additive in the European Union.

Aqueous ammonia is used as an acidity regulator to bring down the acid levels in food. It is classified in the United States by the Food and Drug Administration as generally recognized as safe (GRAS) when using the food grade version.^[14] Its pH control abilities make it an effective antimicrobial agent.

Furniture darkening[edit]

In furniture-making, Ammonia fuming was traditionally used to darken or stain wood containing tannic acid. After being sealed inside a container with the wood, fumes from the ammonia solution react with the tannic acid and iron salts naturally found in wood, creating a rich, dark stained look to the wood. This technique was commonly used during the arts and crafts movement in furniture – a furniture style which was primarily constructed of oak and stained using these methods.^[15]

Treatment of straw for cattle[edit]

Ammonia solution is used to treat straw, producing «ammoniated straw» making it more edible for cattle.^[16]

Laboratory use[edit]

Aqueous ammonia is used in traditional qualitative inorganic analysis as a complexant and base. Like many amines, it gives a deep blue coloration with copper(II) solutions. Ammonia solution can dissolve silver oxide residues, such as that formed from Tollens’ reagent. It is often found in solutions used to clean gold, silver, and platinum jewelry, but may have adverse effects on porous gem stones like opals and pearls.^[17]

See also[edit]

• Ammonia
• Conjugate acid

References[edit]

Further reading[edit]

• Geornaras, I.; Sofos, J. N. (2005). «Combining physical and chemical decontamination interventions for meat». In Sofos, John Nikolaos (ed.). Improving the safety of fresh meat. Boca Raton: CRC Press. pp. 433–60. ISBN 978-0-8493-3427-6.
• Skandamis, Panagiotis N.; Nychas, George-John E.; Sofos, John N. (2010). «Meat Decontamination». In Toldrá, Fidel (ed.). Handbook of Meat Processing. Ames: Iowa State University Press. pp. 43–85. doi:10.1002/9780813820897.ch3. ISBN 978-0-8138-2089-7.
• Edwards, Jessica Renee; Fung, Daniel Y.C. (2006). «Prevention and Decontamination of Escherichia Coli O157:h7 on Raw Beef Carcasses in Commercial Beef Abattoirs». Journal of Rapid Methods and Automation in Microbiology. 14 (1): 1–95. doi:10.1111/j.1745-4581.2006.00037.x.

External links[edit]

• External Material Safety Data Sheet – for ammonium hydroxide (10%-35% solution).

From Wikipedia, the free encyclopedia

Ammonium hydroxide

Names
IUPAC name Ammonium hydroxide
Other names Ammonia water
Identifiers
CAS Number	1336-21-6  7664-41-7
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:18219
ChemSpider	14218
ECHA InfoCard	100.014.225
EC Number	215-647-6
E number	E527 (acidity regulators, …)
KEGG	C01358
PubChem CID	14923
RTECS number	BQ9625000
UNII	5138Q19F1X
UN number	2672
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID4020080
InChI InChI=1S/H3N.H2O/h1H3;1H2  Key: VHUUQVKOLVNVRT-UHFFFAOYSA-N  InChI=1/H3N.H2O/h1H3;1H2 Key: VHUUQVKOLVNVRT-UHFFFAOYAI
SMILES [OH2].[NH3]
Properties[1]
Chemical formula	NH3(aq)
Molar mass	17.031 g/mol
Appearance	Colourless liquid
Odor	«Fishy», highly pungent
Density	0.91 g/cm3 (25 % w/w) 0.88 g/cm3 (35 % w/w)
Melting point	−57.5 °C (−71.5 °F; 215.7 K) (25 % w/w) −91.5 °C (35% w/w)
Boiling point	37.7 °C (99.9 °F; 310.8 K) (25 % w/w)
Solubility in water	Miscible
Magnetic susceptibility (χ)	−31.5×10−6 cm3/mol
Thermochemistry
Std molar entropy (S⦵298)	111 J/(mol·K)[2]
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−80 kJ/mol[2]
Hazards[4][5]
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Moderately toxic
GHS labelling:
Pictograms
Signal word	Danger
Hazard statements	H302, H314, H335, H410
Precautionary statements	P261, P271, P273, P280, P303+P361+P353, P305+P351+P338
NFPA 704 (fire diamond)	3 1 0 COR
Lethal dose or concentration (LD, LC):
LD50 (median dose)	100 — 200 mg/kg[3]
Related compounds
Other anions	Ammonium chloride Ammonium cyanide
Other cations	Tetramethylammonium hydroxide
Related compounds	Ammonia Hydroxylamine
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa).  verify (what is  ?) Infobox references

Ammonia solution, also known as ammonia water, ammonium hydroxide, ammoniacal liquor, ammonia liquor, aqua ammonia, aqueous ammonia, or (inaccurately) ammonia, is a solution of ammonia in water. It can be denoted by the symbols NH₃(aq). Although the name ammonium hydroxide suggests an alkali with composition [NH⁺
₄][OH⁻
], it is actually impossible to isolate samples of NH₄OH. The ions NH⁺
₄ and OH⁻ do not account for a significant fraction of the total amount of ammonia except in extremely dilute solutions.^[6]

Basicity of ammonia in water[edit]

In aqueous solution, ammonia deprotonates a small fraction of the water to give ammonium and hydroxide according to the following equilibrium:

NH₃ + H₂O NH₄⁺ + OH⁻.

In a 1 M ammonia solution, about 0.42% of the ammonia is converted to ammonium, equivalent to pH = 11.63
because [NH₄⁺] = 0.0042 M, [OH⁻] = 0.0042 M, [NH₃] = 0.9958 M, and pH = 14 + log₁₀[OH⁻] = 11.62. The base ionization constant is

K_b = [NH₄⁺][OH⁻] / [NH₃] = 1.77×10⁻⁵.

Saturated solutions[edit]

Like other gases, ammonia exhibits decreasing solubility in solvent liquids as the temperature of the solvent increases. Ammonia solutions decrease in density as the concentration of dissolved ammonia increases. At 15.6 °C (60.1 °F), the density of a saturated solution is 0.88 g/ml and contains 35.6% ammonia by mass, 308 grams of ammonia per litre of solution, and has a molarity of approximately 18 mol/L. At higher temperatures, the molarity of the saturated solution decreases and the density increases.^[7] Upon warming saturated solutions, ammonia gas is released.

Applications[edit]

In contrast to anhydrous ammonia, aqueous ammonia finds few non-niche uses outside of cleaning agents.

Household cleaner[edit]

Diluted (1–3%) ammonia is also an ingredient of numerous cleaning agents, including many window cleaning formulas.^[8] Because aqueous ammonia is a gas dissolved in water, as the water evaporates from a window, the gas evaporates also, leaving the window streak-free.

In addition to use as an ingredient in cleansers with other cleansing ingredients, ammonia in water is also sold as a cleaning agent by itself, usually labeled as simply «ammonia». It may be sold plain, lemon-scented (and typically colored yellow), or pine-scented (green). Commonly available ammonia with soap added is known as «cloudy ammonia».

Alkyl amine precursor[edit]

In industry, aqueous ammonia can be used as a precursor to some alkyl amines, although anhydrous ammonia is usually preferred. Hexamethylenetetramine forms readily from aqueous ammonia and formaldehyde. Ethylenediamine forms from 1,2-dichloroethane and aqueous ammonia.^[9]

Absorption refrigeration[edit]

In the early years of the twentieth century, the vapor absorption cycle using water-ammonia systems was popular and widely used, but after the development of the vapor compression cycle it lost much of its importance because of its low coefficient of performance (about one fifth of that of the vapor compression cycle). Both the Electrolux refrigerator^[10] and the Einstein refrigerator are well known examples of this application of the ammonia solution.

Water treatment[edit]

Ammonia is used to produce monochloramine, which is used as a disinfectant.^[11] Chloramine is preferred over chlorination for its ability to remain active in stagnant water pipes longer, reducing the risk of waterborne infections.

Ammonia is used by aquarists for the purposes of setting up a new fish tank using an ammonia process called fishless cycling.^[12] This application requires that the ammonia contain no additives.

Food production[edit]

Baking ammonia (ammonium bicarbonate) was one of the original chemical leavening agents. It was obtained from deer antlers.^[13] It is useful as a leavening agent, because ammonium carbonate is heat activated. This characteristic allows bakers to avoid both yeast’s long proofing time and the quick CO₂ dissipation of baking soda in making breads and cookies rise. It is still used to make ammonia cookies and other crisp baked goods, but its popularity has waned because of ammonia’s off-putting smell and concerns over its use as a food ingredient compared to modern-day baking powder formulations. It has been assigned E number E527 for use as a food additive in the European Union.

Aqueous ammonia is used as an acidity regulator to bring down the acid levels in food. It is classified in the United States by the Food and Drug Administration as generally recognized as safe (GRAS) when using the food grade version.^[14] Its pH control abilities make it an effective antimicrobial agent.

Furniture darkening[edit]

In furniture-making, Ammonia fuming was traditionally used to darken or stain wood containing tannic acid. After being sealed inside a container with the wood, fumes from the ammonia solution react with the tannic acid and iron salts naturally found in wood, creating a rich, dark stained look to the wood. This technique was commonly used during the arts and crafts movement in furniture – a furniture style which was primarily constructed of oak and stained using these methods.^[15]

Treatment of straw for cattle[edit]

Ammonia solution is used to treat straw, producing «ammoniated straw» making it more edible for cattle.^[16]

Laboratory use[edit]

Aqueous ammonia is used in traditional qualitative inorganic analysis as a complexant and base. Like many amines, it gives a deep blue coloration with copper(II) solutions. Ammonia solution can dissolve silver oxide residues, such as that formed from Tollens’ reagent. It is often found in solutions used to clean gold, silver, and platinum jewelry, but may have adverse effects on porous gem stones like opals and pearls.^[17]

See also[edit]

• Ammonia
• Conjugate acid

References[edit]

Further reading[edit]

• Geornaras, I.; Sofos, J. N. (2005). «Combining physical and chemical decontamination interventions for meat». In Sofos, John Nikolaos (ed.). Improving the safety of fresh meat. Boca Raton: CRC Press. pp. 433–60. ISBN 978-0-8493-3427-6.
• Skandamis, Panagiotis N.; Nychas, George-John E.; Sofos, John N. (2010). «Meat Decontamination». In Toldrá, Fidel (ed.). Handbook of Meat Processing. Ames: Iowa State University Press. pp. 43–85. doi:10.1002/9780813820897.ch3. ISBN 978-0-8138-2089-7.
• Edwards, Jessica Renee; Fung, Daniel Y.C. (2006). «Prevention and Decontamination of Escherichia Coli O157:h7 on Raw Beef Carcasses in Commercial Beef Abattoirs». Journal of Rapid Methods and Automation in Microbiology. 14 (1): 1–95. doi:10.1111/j.1745-4581.2006.00037.x.

External links[edit]

• External Material Safety Data Sheet – for ammonium hydroxide (10%-35% solution).

Химическое соединение азота и водорода

Аммиак

Имена
Имена ИЮПАК Аммиак. тригидридоназот. тригидрид азота
Другие названия Азан (предназначен только для использования в названиях производных аммиака). Нитрид водорода. R-717 (хладагент). R717 (альтернативное написание хладагента)
Идентификаторы
Номер CAS	7664-41-7
3D-модель (JSmol )	Интерактивное изображение
3DMet	B00004
Beilstein Каталожный номер	3587154
ChEBI	CHEBI: 16134
ChEMBL	ChEMBL1160819
ChemSpider	217
ECHA InfoCard	100.028.760
Номер EC	231-635-3
Справочник Гмелина	79
KEGG	D02916
MeSH	Ammonia
PubChem CID	222
номер RTECS	BO0875000
UNII	5138Q19F1X
Номер ООН	1005
Панель управления CompTox (EPA )	DTXSID0023872
InChI InChI = 1S / H3N / h1H3 Ключ: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N InChI = 1 / H3N / h1H3 Ключ: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
SMILES N
Массовые свойства <981100>Молярные свойства <981100>1343>17,031 г / моль
Внешний вид	Бесцветный газ
Запах	сильный резкий запах
Плотность	0,86 кг / м (1,013 бар при температуре кипения). 0,769 кг / м (STP). 0,73 кг / м (1,013 бар при 15 ° C). 681,9 кг / м при -33,3 ° C (жидкость) См. Также Аммиак (страница данных). 817 кг / м при -80 ° C (прозрачное твердое вещество)
Точка плавления	-77,73 ° C (-107,91 ° F; 195,42 K) (тройная точка при 6,060 кПа, 195,4 K)
Температура кипения	-33,34 ° C (-28,01 ° F; 239,81 K)
критическая точка (T, P)	132,4 ° C (405,5 K), 111,3 атм (11280 кПа)
Растворимость в воде	47% по массе (0 ° C). 31% по массе (25 ° C). 18% масс. (50 ° C)
Растворимость	растворим в хлороформе, эфире, этаноле, метанол
Давление пара	857,3 кПа
Кислотность (pK a)	32,5 (-33 ° C), 10,5 (ДМСО)
Основность (pK b)	4,75
Конъюгированная кислота	Аммоний
Основание конъюгата	Азанид
Магнитная восприимчивость (χ)	-18,0 · 10 см / моль
Показатель преломления (nD)	1,3327
Вязкость	10,07 мкПа · с (25 ° C) 0,276 мПа · с (-40 ° C)
Структура
Точечная группа	C3v
Молекулярная форма	Тригональная пирамида
Дипольный момент	1,42 D
Термохимия
Стандартная молярная. энтропия (S 298)	193 Дж · моль · K
Стандартная энтальпия. образование (ΔfH298)	-46 кДж · моль
Опасности
Паспорт безопасности	См.: страница данных. ICSC 0414 (безводный)
Пиктограммы GHS
Сигнальное слово GHS	Опасно
Краткая характеристика опасности GHS	H290, H301, H311, H314, H330, H334, H336, H360, H362, H373, H400
Меры предосторожности GHS	P202, P221, P233, P261, P263, P271, P273, P280, P305 + 351 + 338, P310
NFPA 704 (огненный алмаз)	1 3 0 COR
Температура вспышки	132
Самовоспламенение. температура	651 ° C (1204 ° F; 924 K)
Пределы взрываемости	15–28%
Смертельная доза или концентрация (LD, LC):
LD50(средняя доза )	0,015 мл / кг (человек, перорально)
LC50(средняя концентрация )	40 300 частей на миллион (крыса, 10 мин). 28 595 частей на миллион (крыса, 20 минут). 20 300 частей на миллион (крыса, 40 минут). 11590 частей на миллион (крыса, 1 час). 7338 частей на миллион ( крыса, 1 час). 4837 частей на миллион (мышь, 1 час). 9859 частей на миллион (кролик, 1 час). 9859 частей на миллион (кошка, 1 час). 2000 частей на миллион (крыса, 4 часа). 4230 ppm (мышь, 1 час)
LCLo(самый низкий опубликованный )	5000 ppm (млекопитающее, 5 минут). 5000 ppm (человек, 5 минут)
NIOSH (здоровье США пределы воздействия):
PEL (допустимый)	50 ppm (25 ppm ACGIH — ПДК; 35 ppm STEL )
REL (рекомендуется)	TWA 25 ppm (18 мг / м) ST 35 ppm (27 мг / м)
IDLH (Непосредственная опасность)	300 ppm
Родственные соединения
Другие катионы	Фосфин. Арсин. Стибин. Висмутин
Родственные гидриды азота	Гидразин. Гидразойная кислота
Родственные соединения	Гидроксид аммония
Supplem Страница исходных данных
Структура и. свойства	Показатель преломления (n),. Диэлектрическая проницаемость (εr) и т. д.
Термодинамические. данные	Фазовое поведение. твердое тело – жидкость – газ
Спектральные данные	UV, IR, ЯМР, MS
Если не указано иное, данные приведены для материалов в их стандартном состоянии (при 25 ° C [77 ° F], 100 кПа).
Y (что такое ?)
Ссылки в информационном окне

Аммиак — это соединение из азот и водород с формулой NH3. стабильный бинарный гидрид и простейший гидрид пниктогена, аммиак представляет собой бесцветный газ с характерным резким запахом. Это распространенные азотистые отходы, особенно среди водных организмов, и они вносят значительный вклад в пищевые потребности наземных организмов, выступая в качестве предшественника пищи и удобрения. Аммиак, прямо или косвенно, также является строительным блоком для синтеза многих фармацевтических продуктов и используется во многих коммерческих чистящих средствах. Он в основном собирается путем вытеснения воздуха и воды вниз.

Хотя аммиак обычен в природе — как на Земле, так и на внешних планетах Солнечной системы — и широко используется, аммиак одновременно едкий и опасный в концентрированной форме. Он классифицируется как чрезвычайно опасное вещество в США и подлежит строгим требованиям отчетности предприятиями, которые производят, хранят или используют его в значительных количествах.

Мировое промышленное производство аммиака в 2018 году составило 175 миллионов тонн без каких-либо значительных изменений по сравнению с мировым промышленным производством в 2013 году, составившим 175 миллионов тонн. Технический аммиак продается либо как аммиачный раствор (обычно 28% аммиака в воде), либо как безводный жидкий аммиак под давлением или охлажденный, перевозимый в цистернах или баллонах.

NH3кипит при -33,34 ° C (-28,012 °) F) при давлении в одну атмосферу, поэтому жидкость должна храниться под давлением или при низкой температуре. Бытовой аммиак или гидроксид аммония представляет собой раствор NH 3 в воде. Концентрация таких растворов измеряется в единицах шкалы Боме (плотность ) с 26 градусами Боме (около 30% (по весу) аммиака при 15,5 ° C или 59,9 ° F.) является типичным коммерческим продуктом с высокой концентрацией.

Содержание

• 1 Этимология
• 2 Естественное происхождение
• 3 Свойства
  • 3.1 Структура
  • 3.2 Амфотеричность
  • 3.3 Самодиссоциация
  • 3.4 Горение
  • 3.5 Образование других соединений
  • 3.6 Аммиак как лиганд
• 4 Обнаружение и определение
  • 4.1 Аммиак в растворе
  • 4.2 Газообразный аммиак
  • 4.3 Аммиачный азот (NH 3 -N)
• 5 История
• 6 Использование
  • 6.1 Удобрение
  • 6.2 Прекурсор азотистых соединений
  • 6.3 Как очиститель
  • 6.4 Ферментация
  • 6.5 Противомикробное средство для пищевых продуктов
  • 6.6 Незначительные и новые виды применения
    • 6.6.1 Охлаждение — R717
    • 6.6.2 Для устранения газовых выбросов
    • 6.6.3 В качестве топлива
    • 6.6.4 В качестве стимулятора
    • 6.6.5 Текстиль
    • 6.6.6 Подъемный газ
    • 6.6.7 Деревообработка
    • 6.6.8 Меры безопасности
  • 6.7 Токсичность
    • 6.7.1 Сточные воды коксования
    • 6.7.2 Аквакультура
  • 6.8 Информация о хранении
  • 6.9 Бытовое использование
  • 6.10 Лабораторное использование растворов аммиака
  • 6.11 Использование в лаборатории безводного аммиака (газообразного или жидкого)
• 7 Синтез и производство
  • 7.1 Процесс Габера-Боша
• 8 Жидкий аммиак в качестве растворителя
  • 8.1 Растворимость солей
  • 8.2 Растворы металлов
  • 8.3 Редокс-свойства жидкого аммиака
• 9 Роль аммиака в биологических системах и болезнях человека
  • 9.1 Биосинтез
  • 9.2 В физиологии
  • 9.3 Экскреция
• 10 В астрономии
  • 10.1 Межзвездный пространство
    • 10.1.1 Механизмы межзвездного образования
    • 10.1.2 Механизмы межзвездного разрушения
    • 10.1.3 Обнаружение одиночной антенной
    • 10.1.4 Интерферометрические исследования
    • 10.1.5 Обнаружение инфракрасным излучением
    • 10.1.6 Наблюдения за ближайшими темными облаками
    • 10.1.7 Области UC HII
    • 10.1.8 Внегалактическое обнаружение
• 11 См. Также
• 12 Примечания
• 13 Ссылка rences
  • 13.1 Цитированные работы
• 14 Дополнительная литература
• 15 Внешние ссылки

Этимология

Плиний в книге XXXI своей Естественной истории упоминает о добываемой соли в римской провинции Киренаика, названной hammoniacum, названной так из-за близости к соседнему храму Юпитера Амона (греч. Ἄμμων Аммон). Однако описание этой соли Плинием не соответствует свойствам хлорида аммония. Согласно комментарию Герберта Гувера в его английском переводе Георгиуса Агриколы De re Metallica,вероятно, это была обычная морская соль. В любом случае эта соль в конечном итоге дала соединениям аммиак и аммоний их названия.

Естественное происхождение

Аммиак — это химическое вещество, обнаруженное в следовых количествах в природе и производимое из азотистых веществ животного и растительного происхождения. Аммиак и соли аммония также встречаются в небольших количествах в дождевой воде, тогда как хлорид аммония (солевой аммоний ) и сульфат аммония обнаружены в вулканических районах; кристаллы бикарбоната аммония были обнаружены в Патагонии гуано. Почки выделяют аммиак для нейтрализации избытка кислоты. Соли аммония распространяются через плодородную почву и в морскую воду.

Аммиак также встречается по всей Солнечной системе на Марсе, Юпитере, Сатурне, Уране, Нептун и Плутон, среди прочего: на более мелких ледяных телах, таких как Плутон, аммиак может действовать как геологически важный антифриз, как смесь воды и аммиака может иметь температуру плавления 173 K (-100 ° C; -148 ° F), если концентрация аммиака достаточно высока и, таким образом, позволяет таким телам сохранять внутренние океаны и активную геологию при гораздо более низкой температуре чем было бы возможно только с водой. Вещества, содержащие аммиак, или аналогичные ему, называются аммиачными.

Свойства

Аммиак — это бесцветный газ с характерным резким запахом. Он на легче воздуха, его плотность в 0,589 раза больше, чем у воздуха. Он легко сжижается из-за сильной водородной связи между молекулами; жидкость кипит при -33,3 ° C (-27,94 ° F) и замерзает до белых кристаллов при -77,7 ° C (-107,86 ° F).

Аммиак может быть легко дезодорирован путем взаимодействия его с бикарбонатом натрия или уксусной кислотой. Обе эти реакции образуют соль аммония без запаха.

Твердое

Симметрия кристалла кубическая, символ Пирсона cP16, пространственная группа P213 №198, постоянная решетки 0,5125 nm.

Жидкость

Жидкость аммиак обладает сильной ионизирующей способностью, отражающей его высокую ε, равную 22. Жидкий аммиак имеет очень высокое стандартное изменение энтальпии испарения (23,35 кДж. / моль, ср. вода 40,65 кДж / моль, метан 8,19 кДж / моль, фосфин 14,6 кДж / моль) и поэтому могут использоваться в лабораториях в неизолированных сосудах без дополнительных охлаждение. См. жидкий аммиак как растворитель.

Свойства растворителя

Аммиак легко растворяется в воде. В водном растворе его можно выгнать кипячением. Водный раствор аммиака является основным. Максимальная концентрация аммиака в воде (насыщенный раствор ) имеет плотность 0,880 г / см и часто известна как «аммиак 0,880».

Горение

Аммиак не горит легко и не поддерживает горение, за исключением узких топливно-воздушных смесей, содержащих 15–25% воздуха. При смешивании с кислородом он горит бледным желтовато-зеленым пламенем. Возгорание происходит, когда хлор переходит в аммиак с образованием азота и хлористого водорода ; если хлор присутствует в избытке, то также образуется взрывоопасный трихлорид азота (NCl 3).

Разложение

При высокой температуре и в присутствии подходящего катализатора аммиак разлагается на составляющие элементы. Разложение аммиака — это слегка эндотермический процесс, требующий 5,5 ккал / моль аммиака, и дает водород и газообразный азот. Аммиак также может использоваться в качестве источника водорода для кислотных топливных элементов, если непрореагировавший аммиак может быть удален. Катализаторы из рутения и платины оказались наиболее активными, тогда как катализаторы из никеля на носителе были менее активными.

Структура

Молекула аммиака имеет тригонально-пирамидальную форму, как предсказано теория отталкивания электронных пар валентных оболочек (теория VSEPR) с экспериментально определенным валентным углом 106,7 °. Центральный атом азота имеет пять внешних электронов с дополнительным электроном от каждого атома водорода. Это дает в общей сложности восемь электронов или четыре пары электронов, расположенных тетраэдрически. Три из этих электронных пар используются в качестве пар связи, в результате чего остается одна неподеленная пара электронов. Неподеленная пара отталкивается сильнее, чем пары связей, поэтому валентный угол составляет не 109,5 °, как ожидалось для правильного тетраэдрического расположения, а 106,7 °. Эта форма придает молекуле дипольный момент и делает ее полярной. Полярность молекулы, и особенно ее способность образовывать водородные связи, делает аммиак хорошо смешиваемым с водой. Неподеленная пара превращает аммиак в основание, акцептор протонов. Аммиак умеренно щелочной; 1,0 М водный раствор имеет pH 11,6, и если к такому раствору добавить сильную кислоту до тех пор, пока раствор не станет нейтральным (pH = 7), 99,4% молекул аммиака будут протонированы. Температура и соленость также влияют на долю NH 4. Последний имеет форму правильного тетраэдра и является изоэлектронным с метаном.

. Молекула аммиака легко претерпевает инверсию азота при комнатной температуре; Полезная аналогия: зонт вывернулся наизнанку при сильном ветре. Энергетический барьер для этой инверсии составляет 24,7 кДж / моль, а резонансная частота составляет 23,79 ГГц, что соответствует микроволновому излучению с длиной волны <272.>1,260 см. Поглощение на этой частоте было первым наблюдаемым микроволновым спектром.

Амфотеричность

Одним из наиболее характерных свойств аммиака является его основность. Аммиак считается слабым основанием. Он соединяется с кислотами с образованием солей ; таким образом, с соляной кислотой он образует хлорид аммония (соляной аммиак); с азотной кислотой, нитратом аммония и т. д. Совершенно сухой аммиак не сочетается с идеально сухим хлористым водородом ; влажность необходима, чтобы вызвать реакцию. В качестве демонстрационного эксперимента открытые бутылки с концентрированным аммиаком и соляной кислотой производят облака хлорида аммония, которые, кажется, появляются «из ничего», когда соль образуется там, где встречаются два диффузных облака молекул, где-то между двумя бутылками.

NH3+ HCl → NH 4Cl

Соли, образующиеся при воздействии аммиака на кислоты, известны как соли аммония, и все они содержат ион аммония (NH 4).

Хотя Аммиак хорошо известен как слабое основание, он также может действовать как чрезвычайно слабая кислота. Это протонное вещество, способное образовывать амиды (которые содержат ион NH 2). Например, литий растворяется в жидком аммиаке с образованием раствора амида лития :

2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2

Самодиссоциация

Подобно воде, аммиак подвергается молекулярной автоионизации с образованием своих конъюгатов кислоты и основания :

2 NH. 3⇌ NH. 4+ NH. 2

Аммиак часто функционирует как слабое основание, поэтому у него есть некоторая буферная способность. Сдвиги pH вызовут больше или меньше катионов аммония (NH. 4) и амидные анионы (NH. 2) должны присутствовать в растворе. При стандартном давлении и температуре K = [NH. 4] [NH. 2] = 10.

Combustio n

Сгорание аммиака до азота и воды экзотермическое :

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O (г) ΔH ° r = -1267,20 кДж (или -316,8 кДж / моль, если выражено на моль NH 3)

стандартная энтальпия изменение горения, ΔH ° c, выраженное на моль аммиака и с конденсацией образовавшейся воды, составляет -382,81 кДж / моль. Диназот является термодинамическим продуктом горения: все оксиды азота нестабильны по отношению к N 2 и O 2, что является принципом, лежащим в основе каталитического действия . конвертер. Оксиды азота могут образовываться в виде кинетических продуктов в присутствии подходящих катализаторов, что имеет большое промышленное значение при производстве азотной кислоты :

4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2O

Последующая реакция приводит к NO 2:

2 NO + O 2 → 2 NO 2

Сжигание аммиака на воздухе очень затруднено в отсутствие катализатор (такой как платина сетка или теплый оксид хрома (III) ) из-за относительно низкой теплоты сгорания, более низкой скорости ламинарного горения, высокой температуры самовоспламенения, высокой теплота парообразования и узкий диапазон воспламеняемости. Однако недавние исследования показали, что эффективное и стабильное сжигание аммиака может быть достигнуто с использованием вихревых камер сгорания, тем самым возрождая исследовательский интерес к аммиаку как топливу для производства тепловой энергии. Диапазон воспламеняемости аммиака в сухом воздухе составляет 15,15–27,35%, а при 100% относительной влажности воздуха — 15,95–26,55%. Для изучения кинетики горения аммиака требуется подробный надежный механизм реакции, однако знание химической кинетики аммиака во время процесса горения является сложной задачей.

Образование других соединений

В органической химии, аммиак может действовать как нуклеофил в реакциях замещения. Амины могут быть образованы реакцией аммиака с алкилгалогенидами, хотя образующаяся группа -NH 2 также является нуклеофильной, и вторичные и третичные амины часто образуются в виде побочные продукты. Избыток аммиака помогает свести к минимуму множественное замещение и нейтрализует образующийся галогенид водорода. Метиламин коммерчески получают реакцией аммиака с хлорметаном, и реакцию аммиака с 2-бромпропановой кислотой использовали для получения рацемического аланина. с выходом 70%. Этаноламин получают реакцией раскрытия цикла с оксидом этилена : иногда реакции позволяют идти дальше с получением диэтаноламина и триэтаноламина.

Амиды могут быть получены реакцией аммиака с производными карбоновой кислоты. Ацилхлориды являются наиболее реакционноспособными, но аммиак должен присутствовать, по крайней мере, в двукратном избытке, чтобы нейтрализовать образующийся хлористый водород. Сложные эфиры и ангидриды также реагируют с аммиаком с образованием амидов. Аммониевые соли карбоновых кислот могут быть дегидратированы до амидов, если отсутствуют термочувствительные группы: требуется температура 150–200 ° C.

Водород в аммиаке подвержен замене множеством заместителей. При нагревании с натрием он превращается в содамид, NaNH 2. С хлором образуется монохлорамин.

Пятивалентный аммиак известен как -амин или, чаще, гидрид аммония. Это твердое кристаллическое вещество стабильно только при высоком давлении и при нормальных условиях снова разлагается на трехвалентный аммиак и газообразный водород. Это вещество когда-то было исследовано как возможное твердое ракетное топливо в 1966 году.

Аммиак как лиганд

Шаровидная модель катиона тетраамминдиаквакоппера (II), [Cu (NH <972)>Аммиак может действовать как лиганд в комплексах переходных металлов. Он является чистым σ-донором, находящимся в середине спектрохимической серии и демонстрирует промежуточное жестко-мягкое поведение (см. также модель ECW ). Его относительная донорная сила в отношении ряда кислот по сравнению с другими основаниями Льюиса может быть проиллюстрирована Графики CB. По историческим причинам аммиак назван аммином в номенклатуре координационных соединений. Некоторые известные амминные комплексы включают тетраамминдиаквакоппер (II) ([Cu (NH 3)4(H2O)2]), темно-синий комплекс, образованный добавлением аммиака к раствору солей меди (II). Гидроксид тетраамминдиаквакоппера (II) известен как реагент Швейцера и обладает замечательной способностью растворять целлюлозу. Алмазное серебро (I) ([Ag (NH 3)2]) является активным веществом в реагенте Толленса. Образование этого комплекса также может помочь различить осадки различных галогенидов серебра: хлорид серебра (AgCl) растворим в разбавленном (2M) растворе аммиака, бромид серебра (AgBr) является растворим только в концентрированном растворе аммиака, тогда как йодид серебра (AgI) нерастворим в водном растворе аммиака.

Амминовые комплексы хрома (III) были известны в конце 19 века и легли в основу революционной теории Альфреда Вернера о структуре координационных соединений.. Вернер отметил, что могут быть образованы только два изомера (фак- и мер-) комплекса [CrCl 3 (NH 3)3], и пришел к выводу, что лиганды должны быть расположены вокруг иона металла на вершины октаэдра . С тех пор это предположение было подтверждено рентгеновской кристаллографией.

Амминный лиганд, связанный с ионом металла, заметно более кислый, чем свободная молекула аммиака, хотя депротонирование в водном растворе по-прежнему встречается редко. Одним из примеров является реакция Каломеля, в которой образующееся соединение амидомертути (II) очень нерастворимо.

HgCl 2 + 2 NH 3 → HgCl (NH 2) + NH 4Cl

Аммиак образует аддукты 1: 1 с различными кислотами Льюиса, такими как I 2, фенол и Al (CH 3)3. Аммиак является твердым основанием, и его параметры EC равны E B = 2,31 и C B = 2,04. Его относительная донорская сила в отношении ряда кислот по сравнению с другими основаниями Льюиса может быть проиллюстрирована графиками CB.

Обнаружение и определение

Аммиак в растворе

Аммиак и соли аммония могут быть легко обнаружены в очень мелких следах путем добавления раствора Несслера, который дает отчетливую желтую окраску в наличие малейшего следа аммиака или солей аммония. Количество аммиака в солях аммония можно оценить количественно путем отгонки солей с гидроксидом натрия или калия, при этом выделившийся аммиак абсорбируется в известном объеме стандартной серной кислоты. и затем определяли избыток кислоты объемно ; или аммиак может быть абсорбирован соляной кислотой и образовавшийся таким образом хлорид аммония осаждается в виде гексахлороплатината аммония, (NH 4)2PtCl 6.

Газообразный аммиак

Серные палочки сжигаются для обнаружения небольших утечек в промышленных системах охлаждения аммиака. Большие количества могут быть обнаружены путем нагревания солей с помощью едкой щелочи или негашеной извести, когда сразу становится очевидным характерный запах аммиака. Аммиак — это раздражитель и раздражение усиливаются с концентрацией; допустимый предел воздействия составляет 25 частей на миллион, а смертельный исход превышает 500 частей на миллион. Более высокие концентрации практически не обнаруживаются обычными детекторами, тип детектора выбирается в соответствии с требуемой чувствительностью (например, полупроводниковые, каталитические, электрохимические). Голографические сенсоры были предложены для определения концентраций до 12,5% по объему.

Аммиачный азот (NH 3 -N)

Аммиачный азот (NH 3 -N) — обычная мера y используется для проверки количества ионов аммония, полученных естественным путем из аммиака и возвращенных в аммиак в результате органических процессов в воде или сточных жидкостях. Это показатель, используемый в основном для количественной оценки значений в системах очистки сточных вод и водоочистки, а также для оценки состояния природных и искусственных запасов воды. Он измеряется в единицах мг / л (миллиграмм на литр ).

История

Этот реактор высокого давления был построен в 1921 г. компанией BASF в Людвигсхафене и повторно установлен на территории Университета Карлсруэ в Германии.

Древнегреческий историк Геродот упомянул, что были обнажения соли в районе Ливии, населенном народом, называемым «аммонийцы». (теперь: оазис Сива на северо-западе Египта, где до сих пор существуют соленые озера). Греческий географ Страбон также упомянул соль из этого региона. Однако древние авторы Диоскорид, Апиций, Арриан, Синезий и Аэций Амидский описали эту соль как образующие прозрачные кристаллы, которые можно использовать для приготовления пищи, и которые по существу являются каменной солью. Hammoniacus sal встречается в трудах Плиния, хотя неизвестно, идентичен ли этот термин более современному солевому аммиаку (хлорид аммония).

Ферментация мочи бактериями вызывает раствор аммиака ; поэтому в античности ферментированная моча использовалась для стирки ткани и одежды, для удаления волос с шкур при подготовке к дублению, в качестве протравы в крашеной ткани и для удаления ржавчины с железо.

Аммиак в форме аммиака (نشادر, nushadir) был важен для мусульманских алхимиков еще в 8 веке, впервые упомянутый персидско-арабским химиком Джабир ибн Хайян, и европейским алхимикам с 13 века, упомянутые Альбертусом Магнусом. Он также использовался красильщиками в Средневековье в виде ферментированной мочи для изменения цвета растительных красителей. В 15 веке Базилий Валентин показал, что аммиак можно получить, воздействуя щелочами на нашатырный спирт. В более поздний период, когда соляной аммиак был получен путем дистилляции копыт и рогов быков и нейтрализации образовавшегося карбоната с помощью соляной кислоты, название «дух из рогового рога» было применено к аммиаку.

Газообразный аммиак был впервые выделен Джозефом Блэком в 1756 году путем взаимодействия солевого аммиака (хлорид аммония ) с кальцинированным магнезиаком (оксид магния ). Его снова выделил Питер Вулф в 1767 году, Карл Вильгельм Шееле в 1770 году и Джозеф Пристли в 1773 году и назвал его «щелочным воздухом». Одиннадцать лет спустя, в 1785 году, Клод Луи Бертолле установил его состав.

Процесс Габера – Боша для производства аммиака из азота в воздухе был разработан Фриц Хабер и Карл Бош в 1909 году и запатентованный в 1910 году. Впервые он был использован в промышленных масштабах в Германии во время Первой мировой войны, после блокады союзников. поставка нитратов из Чили. Аммиак использовался для производства взрывчатых веществ для поддержания военных действий.

До появления природного газа водород в качестве прекурсора для производства аммиака производился посредством электролиза вода или использование процесса хлористой щелочи.

С появлением сталелитейной промышленности в 20 веке аммиак стал побочным продуктом производства коксующегося угля.

Использует

Удобрение

В США по состоянию на 2019год примерно 88% аммиака использовалось в качестве удобрений в виде солей, растворов или безводно. При внесении в почву он помогает повысить урожайность таких культур, как кукуруза и пшеница. 30% сельскохозяйственного азота, применяемого в США, находится в форме безводного аммиака, а во всем мире ежегодно 110 миллионов тонн.

Прекурсор азотистых соединений

Аммиак прямо или косвенно является прекурсором основных азотсодержащих соединений. Практически все синтетические соединения получают из аммиака. Важным производным является азотная кислота. Этот ключевой материал образуется с помощью процесса Оствальда окисления аммиака воздухом над платиновым катализатором при 700–850 ° C (1,292–1,562 ° F)., ≈9 атм. Оксид азота является промежуточным звеном в этом преобразовании:

NH3+ 2 O 2 → HNO 3 + H 2O

Азотная кислота используется для производства удобрения, взрывчатые вещества и многие азоторганические соединения.

Аммиак также используется для производства следующих соединений:

• гидразин в О процесселина Рашига и пероксидном процессе
• цианистый водород в процессе BMA и в процессе Андруссова
• гидроксиламин и карбонат аммония, в процессе Рашига
• фенол, в процессе Рашига — Хукера
• Мочевина, в процессе получения карбамида Бош — Мейзера и в синтезе Велера
• Аминокислоты, используя Синтез аминокислот по Штрекеру
• Акрилонитрил в процессе Sohio

Аммиак также может установить соединение в реакциях, которые не конкретно названы. Примеры таких соединений включают: перхлорат аммония, нитрат аммония, формамид, тетроксид диазота, алпразолам, этаноламин, этилкарбамат, гексаметилентетрамин и аммонийные системы, окружающая среда.

Информация о хранении

Подобно пропану, безводный аммиак при атмосферном давлении кипит ниже комнатной температуры. Емкость для хранения, способная выдерживать давление 250 psi (1,7 МПа ), подходит для хранения жидкости. Аммиак используется во множестве различных промышленных применений, требующих резервуаров для хранения из углеродистой или нержавеющей стали. Аммиак с содержанием воды не менее 0,2% по массе не вызывает коррозии углеродистой стали. Резервуары для хранения из углеродистой стали с NH3 с содержанием воды 0,2 процента или более могут прослужить более 50 лет. Ни в коем случае нельзя позволять соединениям аммония контактировать с основаниями (за исключением случаев предполагаемой и сдерживаемой реакции), так как могут выделяться опасные количества газообразного аммиака.

Бытовое использование

Растворы аммиака (5–10% по весу) используются в качестве бытовых чистящих средств, особенно для стекла. Эти растворы раздражают глаза и слизистые оболочки (дыхательные пути и пищеварительный тракт) и, в меньшей степени, кожу. Следует проявлять осторожность, чтобы химическое вещество никогда не смешивалось с какой-либо жидкостью, содержащей отбеливатель, поскольку это может привести к образованию токсичного газа. При смешивании с хлорсодержащими продуктами или сильными окислителями, такими как бытовой отбеливатель, могут образовываться хлорамины.

Лабораторное использование растворов аммиака

Образец соляной кислоты, выделяющий пары HCl, которые вступают в реакцию с парами аммиака с образованием белого дыма хлорида аммония.

Опасности, связанные с растворами аммиака, зависят от концентрации: «разбавленные» растворы аммиака обычно составляют 5–10% по весу (<5.62 mol/L); «concentrated» solutions are usually prepared at>25% по весу. 25% -ный (по весу) раствор имеет плотность 0,907 г / см, а раствор с более низкой плотностью будет более концентрированным. Классификация Европейского Союза для растворов аммиака приведена в таблице.

Концентрация. по массе (мас. / Мас.)	Молярность	Концентрация. масса / объем (мас. / Об.)	Классификация	R -фразы
5–10%	2,87–5,62 моль / л	48,9–95,7 г / л	Раздражающий (Xi)	R36 / 37/38
10–25%	5,62–13,29 моль / л	95,7–226,3 г / л	Коррозийный (C)	R34
>25%	>13,29 моль / л	>226,3 г / л	Коррозийный (C) Опасный для. окружающей среды (N)	R34, R50

S-фразы : (S1 / 2), S16, S36 / 37/39, S45, S61.

Пары аммиака из концентрированных растворов аммиака сильно раздражают глаза и дыхательные пути, и с этими растворами следует работать только в вытяжном шкафу. Насыщенные («0,880» — см. #Properties) растворы могут создавать значительное давление внутри закрытой бутылки в теплую погоду, поэтому бутылку следует открывать с осторожностью; обычно это не проблема для 25% («0,900») решений.

Растворы аммиака не следует смешивать с галогенами, поскольку образуются токсичные и / или взрывоопасные продукты. Продолжительный контакт растворов аммиака с солями серебра, ртути или йодида также может приводить к образованию взрывчатых веществ: такие смеси часто образуются при качественном неорганическом анализе, и должен быть слегка подкислен, но не концентрирован (<6% w/v) before disposal once the test is completed.

Лабораторное использование безводного аммиака (газообразного или жидкого)

Безводный аммиак классифицируется как токсичный (T ) и опасен для окружающая среда (N ). Газ легковоспламеняющийся (температура самовоспламенения : 651 ° C) и может образовывать взрывоопасные смеси с воздухом (16–25%). допустимый предел воздействия (PEL) в США составляет 50 ppm (35 мг / м), тогда как концентрация IDLH оценивается в 300 ppm. Повторное воздействие аммиака снижает чувствительность к запах газа: обычно запах обнаруживается при концентрациях менее 50 ppm, но люди с пониженной чувствительностью могут не обнаружить его даже при концентрациях 100 ppm. Безводный аммиак разъедает медь — и цинк -содержащие сплавы, и поэтому латунные фитинги не должны использоваться для работы с газом. Жидкий аммиак может также разъедать резину и некоторые пластмассы.

Аммиак бурно реагирует с галогенами. Трииодид азота, первичное взрывчатое вещество, образуется при контакте аммиака с йодом. Аммиак вызывает взрывную полимеризацию этиленоксида. Он также образует взрывчатые гремящие соединения с соединениями золота, серебра, ртути, германия или теллур и с стибином. Сообщалось также о бурных реакциях с растворами ацетальдегида, гипохлорита, феррицианида калия и пероксидов.

Синтез и производство

Тенденции производства аммиака между 1947 и 2007 годами

Аммиак является одним из наиболее производимых неорганических химикатов, мировое производство которого составило 175 миллионов тонн в 2018 году. На Китай приходилось 28,5% этого объема, за ним следуют Россия с 10,3%, США с 9,1%, и Индия — 6,7%.

Перед началом Первой мировой войны большая часть аммиака была получена сухой перегонкой азотистых продуктов растительного и животного происхождения, включая верблюжий навоз, где он был дистиллирован восстановлением азотистой кислоты и нитритов водородом; кроме того, он был получен перегонкой угля, а также разложением солей аммония щелочными гидроксидами, такими как негашеная известь :

2 NH 4 Cl + 2 CaO → CaCl 2 + Ca (OH) 2 + 2 NH 3(g )

Для мелкомасштабного лабораторного синтеза можно нагреть мочевину и гидроксид кальция :

(NH 2)2CO + Ca (OH) 2 → CaCO 3 + 2 NH 3

процесс Габера-Боша

Для массового производства аммиака в основном используется процесс Габера – Боша, газофазная реакция между водородом (H 2) и азотом (N 2) при умеренно повышенной температуре (450 ° C) и высоком давлении (100 стандартных атмосфер (10 МПа)):

N 2 + 3 H 2 ⟶ 2 NH 3 Δ H ∘ = — 91,8 кДж / моль { displaystyle { ce {N2 + 3 H2 ->2 NH3}} quad Delta H ^ { circ} = — 91,8 ~ { text {кДж / моль}}}

Эта реакция является экзотермической и приводит к пониженной энтропии, что означает, что реакция предпочтительна при более низких температурах и более высоких давлениях. Это делает его трудным и дорогостоящим, поскольку более низкие температуры приводят к более медленной кинетике реакции (следовательно, более медленной скорости реакции ), а для высокого давления требуются высокопрочные сосуды высокого давления, которые не ослабляются по водородной хрупкости. Кроме того, двухатомный азот связан исключительно прочной тройной связью, что делает его довольно инертным. Как выход, так и эффективность процесса Габера-Боша низкие, а это означает, что произведенный аммиак необходимо непрерывно отделять и извлекать, чтобы реакция протекала с заметной скоростью. В сочетании с энергией, необходимой для производства водорода и очищенного атмосферного азота, производство аммиака является очень энергоемким процессом, потребляющим от 1 до 2% мировой энергии, 3% глобальных выбросов углерода и от 3 до 5%. потребления природного газа.

Жидкий аммиак в качестве растворителя

Жидкий аммиак является наиболее известным и наиболее широко изученным неводным ионизирующим растворителем. Его наиболее заметным свойством является его способность растворять щелочные металлы с образованием сильно окрашенных, электропроводящих растворов, содержащих сольватированные электроны. Помимо этих замечательных решений, большую часть химического состава жидкого аммиака можно классифицировать по аналогии с соответствующими реакциями в водных растворах. Сравнение физических свойств NH 3 со свойствами вода показывает, что NH 3 имеет более низкую температуру плавления, точку кипения, плотность, вязкость, диэлектрическую постоянную и электрическую проводимость ; это связано, по крайней мере частично, с более слабой водородной связью в NH 3 и тем, что такая связь не может образовывать сшитые сети, поскольку каждая молекула NH 3 имеет только одну неподеленную пару электронов по сравнению с двумя для каждой молекулы H 2 O. Константа ионной самодиссоциации жидкого NH 3 при -50 ° C составляет около 10.

Поезд, несущий безводный аммиак.

Растворимость солей

	Растворимость (г соли на 100 г жидкости NH 3)
Ацетат аммония	253,2
Нитрат аммония	389,6
Нитрат лития	243,7
Нитрат натрия	97,6
Нитрат калия	10,4
Фторид натрия	0,35
Хлорид натрия	157,0
Бромид натрия	138,0
Йодид натрия	161,9
Тиоцианат натрия	205,5

Жидкий аммиак является ионизирующим растворителем, хотя и в меньшей степени, чем вода, и растворяет ряд ионных соединений, включая многие нитраты, нитриты, цианиды, тиоцианаты, металлоциклопентадиенильные комплексы и бис (триметилсилил) амиды металлов. Большинство солей аммония растворимы и действуют как кислоты в жидких растворах аммиака. Растворимость галогенид соли увеличивается с фторида до io Дайд. Насыщенный раствор нитрата аммония (раствор Дайверса, названный в честь Эдварда Диверса ) содержит 0,83 моль растворенного вещества на моль аммиака и имеет давление пара . менее 1 бара даже при 25 ° C (77 ° F).

Растворы металлов

Жидкий аммиак растворяет все щелочные металлы и другие электроположительные металлы, такие как Ca,Sr, Ba, Eu и Yb (также Mg с использованием электролитического процесса). При низких концентрациях (<0,06 моль / л) образуются темно-синие растворы: они содержат катионы металлов и сольватированные электроны, свободные электроны, окруженные клеткой из молекул аммиака.

Эти растворы очень полезны в качестве сильных восстановителей. При более высоких концентрациях растворы имеют металлический вид и электрическую проводимость. При низких температурах оба типа растворов могут сосуществовать в виде несмешивающихся фаз.

Редокс-свойства жидкого аммиака

	E° (V, аммиак)	E° (V, вода)
Li + e ⇌ Li	-2,24	— 3,04
K + e ⇌ K	-1,98	-2,93
Na + e ⇌ Na	-1,85	-2,71
Zn + 2e ⇌ Zn	-0,53	-0,76
NH4+ e ½ H 2 + NH 3	0,00	—
Cu + 2e ⇌ Cu	+0,43	+0,34
Ag + e ⇌ Ag	+0,83	+0,80

Диапазон термодинамической стабильности жидких растворов аммиака очень мало, так как потенциал окисления до диазота, E° (N2+ 6NH 4 + 6e ⇌ 8NH 3), составляет всего +0,04 В. На практике как окисление до диазота, так и восстановление до дигидрогена протекают медленно. Это особенно верно в отношении восстанавливающих растворов: растворы упомянутых выше щелочных металлов стабильны в течение нескольких дней, медленно разлагаясь на амид металла и дигидроген. Большинство исследований с использованием жидких растворов аммиака проводится в восстановительных условиях; хотя окисление жидкого аммиака обычно происходит медленно, все же существует риск взрыва, особенно если ионы переходных металлов присутствуют в качестве возможных катализаторов.

Роль аммиака в биологических системах и болезнях человека

Основные симптомы гипераммонемии (аммиак достигает токсичных концентраций).

Аммиак является как отходами метаболизма, так и входящим метаболизмом на протяжении биосфера. Это важный источник азота для живых систем. Хотя атмосферный азот изобилует (более 75%), немногие живые существа способны использовать этот атмосферный азот в его двухатомной форме, газ N 2. Следовательно, азотфиксация необходима для синтеза аминокислот, которые являются строительными блоками белка. Некоторые растения зависят от аммиака и других азотистых отходов, попадающих в почву в результате разложения. Другие, такие как азотфиксирующие бобовые, выигрывают от симбиотических отношений с ризобиями, которые производят аммиак из атмосферного азота.

Биосинтез

В некоторых организмах аммиак производится из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназ. Общий процесс называется азотфиксацией. Интенсивные усилия были направлены на понимание механизма биологической фиксации азота; Научный интерес к этой проблеме мотивирован необычной структурой активного центра фермента, который состоит из ансамбля Fe 7 MoS 9.

Аммиак — это также продукт метаболизма аминокислоты дезаминирования, катализируемого ферментами, такими как глутаматдегидрогеназа 1. Выделение аммиака часто встречается у водных животных. У людей он быстро превращается в мочевину, которая гораздо менее токсична, особенно в основную. Эта мочевина является основным компонентом сухой массы мочи. Большинство рептилий, птиц, насекомых и улиток выделяют мочевую кислоту исключительно в виде азотистых отходов.

В физиологии

Аммиак также играет роль как в нормальной, так и в аномальной физиологии животных . Он биосинтезируется посредством нормального метаболизма аминокислот и токсичен в высоких концентрациях. печень преобразует аммиак в мочевину посредством серии реакций, известных как цикл мочевины. Дисфункция печени, такая как наблюдаемая при циррозе, может привести к повышенному содержанию аммиака в крови (гипераммониемия ). Точно так же дефекты ферментов, ответственных за цикл мочевины, таких как орнитинтранскарбамилаза, приводят к гипераммониемии. Гипераммонемия способствует спутанности сознания и коме печеночной энцефалопатии, а также неврологическим заболеваниям, часто встречающимся у людей с дефектами цикла мочевины и органической ацидурией.

Аммиак важен для нормального кислотно-щелочной баланс животного происхождения. После образования аммония из глутамина, α-кетоглутарат может разлагаться с образованием двух ионов бикарбоната, которые затем становятся доступными в качестве буферов для пищевых кислот. Аммоний выводится с мочой, что приводит к чистой потере кислоты. Аммиак может сам диффундировать через почечные канальцы, соединяться с ионом водорода и, таким образом, обеспечивать дальнейшее выведение кислоты.

Экскреция

Ионы аммония являются токсичными отходами метаболизм у животных. У рыб и водных беспозвоночных он выделяется непосредственно в воду. У млекопитающих, акул и амфибий он превращается в цикле мочевины в мочевину, поскольку он менее токсичен и может храниться более эффективно. У птиц, рептилий и наземных улиток метаболический аммоний превращается в мочевую кислоту, которая является твердой и поэтому может выводиться с минимальными потерями воды.

Контрольные диапазоны для анализов крови, для сравнения содержание аммиака в крови (показано желтым рядом с серединой) с другими компонентами

В астрономии

Аммиак встречается в атмосферах внешних планет-гигантов, таких как Юпитер (0,026% аммиак), Сатурн (0,012% аммиака), а также в атмосферах и льдах Урана и Нептуна.

Аммиак был обнаружен в атмосферах планет-гигантов, включая Юпитер, а также другие газы, такие как метан, водород и гелий. Внутри Сатурна могут быть замороженные кристаллы аммиака. Естественно, он обнаружен на Деймосе и Фобосе — двух лунах Марса.

Межзвездное пространство

Аммиак был впервые обнаружен в межзвездном пространстве в 1968 году. на основе микроволнового излучения из направления галактического ядра. Это была первая многоатомная молекула, обнаруженная таким образом. Чувствительность молекулы к широкому диапазону возбуждений и легкость, с которой ее можно наблюдать в ряде областей, сделали аммиак одной из наиболее важных молекул для исследования молекулярных облаков. Относительная интенсивность линий аммиака может использоваться для измерения температуры излучающей среды.

Были обнаружены следующие изотопные формы аммиака:

NH3, NH 3, NH 2D, NHD 2 и ND 3

. трижды дейтерированного аммиака было сочтено неожиданностью, поскольку дейтерия относительно мало. Считается, что низкотемпературные условия позволяют этой молекуле выживать и накапливаться.

С момента своего межзвездного открытия NH 3 оказался бесценным спектроскопическим инструментом в исследовании межзвездного пространства. Средняя. Благодаря большому количеству переходов, чувствительных к широкому диапазону условий возбуждения, NH 3 был широко обнаружен астрономически — о его обнаружении сообщалось в сотнях журнальных статей. Ниже приведен образец журнальных статей, в которых освещается диапазон детекторов, которые использовались для идентификации аммиака.

Изучение межзвездного аммиака сыграло важную роль в ряде областей исследований в последние несколько десятилетий. Некоторые из них описаны ниже и в основном связаны с использованием аммиака в качестве межзвездного термометра.

Механизмы межзвездного образования

Шаровидная модель катиона диамминосеребра (I), [Ag (NH 3)2]

Межзвездное содержание аммиака было измерено в различных средах. [NH Отношение 3 ] / [H 2 ] оценивается в диапазоне от 10 в небольших темных облаках до 10 в плотном ядре комплекса молекулярных облаков Ориона.Хотя всего было предложено 18 маршрутов добычи, основным механизмом образования межзвездного NH 3 является реакция:

NH4+ e → NH 3 + H ·

Скорость Константа, k, этой реакции зависит от температуры окружающей среды и составляет 5,2 × 10 при 10 К. Константа скорости рассчитывалась по формуле k = a (T / 300) B { displaystyle k = a (T / 300) ^ {B}}. Для реакции первичного образования a = 1,05 × 10 и B = -0,47. Если предположить, что содержание NH 4 составляет 3 × 10, а содержание электронов равно 10, что типично для молекулярных облаков, формирование будет происходить со скоростью 1,6 × 10 см в молекулярном облаке с общей плотностью 10 см.

Все другие предлагаемые реакции образования имеют константы скорости на 2-13 порядков меньше, что делает их вклад в содержание аммиака относительно незначительным. В качестве примера незначительного вклада, который играют другие реакции пласта, реакция:

H2+ NH 2 → NH 3 + H

имеет константу скорости 2,2 × 10. Предполагая, что плотности H 2 равны 10 и соотношение [NH 2 ] / [H 2 ] равно 10, эта реакция протекает со скоростью 2,2 × 10, более более чем на 3 порядка медленнее, чем указанная выше первичная реакция.

Некоторые из других возможных реакций образования:

H + NH 4 → NH 3 + H 2PNH 3 + e → P + NH 3

Межзвездные механизмы разрушения

Всего предложено 113 реакций, ведущих к разрушению NH 3. Из них 39 были включены в обширные таблицы химического состава соединений C, N и O. Обзор межзвездного аммиака приводит следующие реакции в качестве основных механизмов диссоциации:

с константами скорости 4,39 × 10 и 2,2 × 10, соответственно. Вышеупомянутые уравнения (1, 2) выполняются с частотой 8,8 × 10 и 4,4 × 10 соответственно. В этих расчетах предполагались заданные константы скорости и содержания [NH 3 ] / [H 2 ] = 10, [H 3 ] / [H 2 ] = 2 × 10, [HCO] / [H 2 ] = 2 × 10, и полная плотность n = 10, типичная для холодных плотных молекулярных облаков. Очевидно, что между этими двумя первичными реакциями уравнение (1) является доминирующей реакцией разрушения со скоростью в ≈10 000 раз быстрее, чем уравнение (2). Это связано с относительно высоким содержанием H 3.

, обнаруженных одной антенной

Радионаблюдения NH 3 с помощью 100-м радиотелескопа Эффельсберг показывают, что Линия аммиака разделяется на две составляющие — фоновый гребень и неразрешенную сердцевину. Фон хорошо соответствует местоположениям, ранее обнаруженным CO. 25-метровый телескоп Чилболтон в Англии обнаружил радиосигнатуры аммиака в областях H II, HNH 2O мазерах, объектах HH и других связанных объектах. со звездообразованием. Сравнение ширины линий излучения показывает, что турбулентные или систематические скорости не увеличиваются в центральных ядрах молекулярных облаков.

Микроволновое излучение аммиака наблюдалось у нескольких галактических объектов, включая W3 (OH), Орион A, W43, W51 и пять источников в центре Галактики. Высокий уровень обнаружения указывает на то, что это обычная молекула в межзвездной среде и что в галактике часто встречаются области с высокой плотностью.

Интерферометрические исследования

VLA наблюдения NH 3 в семи регионах с высокоскоростными газовыми потоками выявили конденсацию менее 0,1 пк в L1551, S140 и Cepheus A. У Cepheus A обнаружены три отдельных сгущения, одно из которых имеет сильно вытянутую форму. Они могут играть важную роль в создании биполярного оттока в этом регионе.

Внегалактический аммиак был визуализирован с помощью VLA в IC 342. Горячий газ имеет температуру выше 70 К, что было определено из соотношений линий аммиака и, по-видимому, тесно связано с самыми внутренними частями ядерной полосы, наблюдаемой в CO. NH 3 также контролировалось VLA по отношению к образцу. четырех галактических сверхкомпактных областей HII: G9.62 + 0.19, G10.47 + 0.03, G29.96-0.02 и G31.41 + 0.31. На основании диагностики температуры и плотности сделан вывод, что в целом такие сгустки, вероятно, являются местами массивного звездообразования на ранней стадии эволюции до появления сверхкомпактной области HII.

Инфракрасное обнаружение

Поглощение твердым аммиаком на 2,97 мкм было зарегистрировано межзвездными зернами в объекте Беклина-Нойгебауэра и, вероятно, также в NGC 2264-IR. Это обнаружение помогло объяснить физическую форму ранее плохо изученных и связанных линий поглощения льда.

Спектр диска Юпитера был получен с помощью воздушной обсерватории Койпера, покрывающей расстояние от 100 до 300 см. спектральный диапазон. Анализ спектра дает информацию о глобальных средних свойствах газообразного аммиака и аммиачной ледяной дымки.

Всего было исследовано 149 положений темных облаков на предмет наличия «плотных ядер» с использованием (J, K) = (1,1) вращающаяся инверсионная линия NH 3. Как правило, сердечники не имеют сферической формы с соотношением сторон от 1,1 до 4,4. Также обнаружено, что ядра со звездами имеют более широкие линии, чем ядра без звезд.

Аммиак был обнаружен в туманности Дракона и в одном или, возможно, двух молекулярных облаках, которые связаны с высокоширотные галактические инфракрасные перистые облака. Открытие важно, потому что они могут представлять собой места рождения звезд B-типа металличности населения I в галактическом гало, которые могли быть перенесены в галактический диск.

Наблюдения за ближайшими темными облаками

Уравновешивая и стимулированное излучение со спонтанным излучением, можно построить соотношение между температурой возбуждения и плотностью. Более того, поскольку переходные уровни аммиака могут быть аппроксимированы двухуровневой системой при низких температурах, этот расчет довольно прост. Это предположение может быть применено к темным облакам, регионам, предположительно имеющим чрезвычайно низкие температуры, и возможным местам для будущего звездообразования. Обнаружение аммиака в темных облаках показывает очень узкие линии, свидетельствующие не только о низких температурах, но и о низком уровне турбулентности внутри облаков. Расчет отношения линий обеспечивает измерение температуры облака, которое не зависит от предыдущих наблюдений за CO. Наблюдения за аммиаком согласовывались с измерениями CO при температурах вращения ≈10 К. С его помощью можно определить плотности, которые, по расчетам, составляют от 10 до 10 см в темных облаках. Картирование NH 3 дает типичные размеры облаков 0,1 pc и массы около 1 солнечной массы. Эти холодные плотные ядра — места будущего звездообразования.

Области UC HII

Сверхкомпактные области HII являются одними из лучших индикаторов звездообразования большой массы. Плотный материал, окружающий области UCHII, вероятно, в основном молекулярный. Поскольку полное изучение массивного звездообразования обязательно включает облако, из которого образовалась звезда, аммиак является неоценимым инструментом в понимании этого окружающего молекулярного материала. Поскольку этот молекулярный материал может быть пространственно разрешен, можно ограничить источники нагрева / ионизации, температуры, массы и размеры областей. Компоненты скорости с доплеровским смещением позволяют разделить отдельные области молекулярного газа, которые могут отслеживать истечения и горячие ядра, возникающие из формирующихся звезд.

Внегалактическое обнаружение

Аммиак был обнаружен во внешних галактиках, и, одновременно измеряя несколько линий, можно напрямую измерить температуру газа в этих галактиках. Соотношения линий означают, что температура газа теплая (≈50 К), происходящая из плотных облаков размером в десятки пк. Эта картина согласуется с картиной в нашей галактике Млечный Путь — горячие плотные молекулярные ядра образуются вокруг вновь формирующихся звезд, заключенных в более крупные облака молекулярного материала в масштабе нескольких сотен пк (гигантские молекулярные облака; GMC).

См. Также

• Аммиак (страница данных)
• Аммиачный фонтан — тип химической демонстрации
• Производство аммиака
• Раствор аммиака — Химическое соединение
• Стоимость электроэнергии по источникам — Сравнение затрат различных источников производства электроэнергии
• Формовочный газ — Смесь водорода и азота
• Процесс Габера — Основной процесс производства аммиака
• Гидразин — Бесцветная легковоспламеняющаяся жидкость с запахом аммиака
• Очистка воды — процесс удаления из воды нежелательных химикатов, биологических загрязнителей, взвешенных веществ

Примечания

Ссылки

Цитированные работы

• «Aqua Ammonia». airgasspecialtyproducts.com. Архивировано из оригинала 19 ноября 2010 г. Получено 28 ноября 2010 г.
• Эта статья включает текст из публикации, находящейся сейчас в общественном достоянии : Chisholm, Hugh, ed. (1911). «Аммиак ». Encyclopædia Britannica. 1(11-е изд.). Издательство Кембриджского университета. С. 861–863.
• Кларк, Джим (апрель 2013 г.) [2002]. «ПРОЦЕСС ХАБЕРА». Проверено 15 декабря 2018 г.

Дополнительная литература

• Bretherick, L., ed. (1986). Опасности в химической лаборатории (4-е изд.). Лондон: Королевское химическое общество. ISBN 978-0-85186-489-1. OCLC 16985764.
• Гринвуд, Норман Н. ; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн. ISBN 978-0-08-037941-8.
• Housecroft, C.E.; Шарп, А. Г. (2000). Неорганическая химия (1-е изд.). Нью-Йорк: Прентис-Холл. ISBN 978-0-582-31080-3.
• Weast, R.C., ed. (1972). Справочник по химии и физике (53-е изд.). Кливленд, Огайо: Chemical Rubber Co.

Внешние ссылки

На Викискладе есть материалы по теме Аммиак.

• Международная карта химической безопасности 0414 (безводный аммиак), ilo.org.
• Международная карта химической безопасности 0215 (водные растворы), ilo.org.
• CID 222 из PubChem
• «Ammoniac et solutions. aqueuses» (in French). Institut National de Recherche et de Sécurité. Archived from the original on 11 December 2010.
• Emergency Response to Ammonia Fertilizer Releases (Spills) for the Minnesota Department of Agriculture.ammoniaspills.org
• National Institute for Occupational Safety and Health – Ammonia Page, cdc.gov
• NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards – Ammonia, cdc.gov
• Ammonia, video

• v

Salts and covalent derivatives of the nitride ion

NH3. N2H4

He(N2)11

Li3N

Be3N2

BN

β-C3N4. g-C3N4. CxNy

N2

NxOy

NF3

Ne

Na3N

Mg3N2

AlN

Si3N4

PN. P3N5

SxNy. SN. S4N4

NCl3

Ar

Ca3N2

ScN

TiN

VN

CrN.

FexNy

Zn3N2

GaN

Ge3N4

As

Se

NBr3

Kr

Sr3N2

YN

ZrN

NbN

Tc

Ru

Rh

Ag3N

InN

Sn

Sb

Te

NI3

Xe

TaN

WN

Re

Os

Ir

Pt

Au

Hg3N2

Pb

Po

At

Rn

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

↓

La

Pr

Nd

Pm

Sm

Eu

Tb

Dy

Ho

Er

Tm

Yb

Lu

Ac

Th

Pa

UN

Np

Pu

Am

Cm

Bk

Cf

Es

Fm

Md

No

Lr

Аммиак
Общие
Химическая формула	NH3
Физические свойства
Состояние (ст. усл.)	газ
Отн. молек. масса	17.0306 а. е. м.
Молярная масса	17.0306 г/моль
Плотность	0.0007723 (н.у.) г/см³
Термические свойства
Температура плавления	-77.73 °C
Температура кипения	-33.34 °C
Критическая точка	132.25 °C
Энтальпия образования (ст. усл.)	-45.94 кДж/моль
Химические свойства
pKa	9.21
Растворимость в воде	89.9 (при 0 °C) г/100 мл
Классификация
Рег. номер CAS	[7664-41-7]

Аммиа́к — NH₃, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта)

Аммиак почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества) по ГОСТ 12.1.007^[1]. Растворимость NH₃ 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 — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.

Молекула аммиака имеет форму тригональной 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 донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄⁺. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, 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 более низкую плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность этих 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 дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий аммиак — хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

Химические свойства

• Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

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

K_o=1,8·10⁻⁵

• Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

• Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂⁻, называются амидами, NH²⁻ — имидами, а N³⁻ — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

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 ОН⁻ и NH₂⁻, а также молекулы Н₂O и NH₃ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

и в спиртах:

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

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH₂ — нерастворим, NaNH₂ — малорастворим, KNH₂, RbNH₂ и CsNH₂ — хорошо растворимы.

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

На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

• Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

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

(гидрохлорид метиламмония)

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

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

История названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (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 амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH₄Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявлется его сходство с водой:

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

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH₃ составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH₃ также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na₄Pb₉.

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

Растворенный в NH₃ металл постепенно реагирует с образованием амида:

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

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH₃. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH₃ могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

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

Биологическая роль

Аммиак является конечным продуктом азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём часть мочевины может быть конвертирована печенью или почками обратно в аммиак.

Аммиак может также использоваться печенью для обратного процесса — ресинтеза аминокислот из аммиака и кетоаналогов аминокислот. Этот процесс носит название «восстановительное аминирование». Таким образом из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая и т. д.

Физиологическое действие

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

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это человек и воспринимает как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюнктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. При соприкосновении сжиженного аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с пузырями, изъязвлениями. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м³^[2].

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения (ПДКр.з.) составляет 20 мг/м³^[3]. В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака (ПДКс.с.) не должна превышать 0,04 мг/м³^[4]. 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 Южно-Казахстанской области^[5].

Применение

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности, ежегодное его мировое производство достигает 150 млн тонн. В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717)

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 кипяченой 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 — продукт (NH_3*H₂O), представляющий собой газообразный аммиак NН₃, растворенный в воде.

Получение

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

+ 91,84 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода).

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.

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:

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

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)^[6]. В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе — 900 нм³ ^{[7] [8][9][10][11]}.

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 нм³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм³.^[12]

Украинские производители потребляют от 750 нм³^[13] до 1170 нм³^[14] природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7 — 7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака^[15].

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт.

Возможны побочные действия: при продолжительной экспозиции (ингаляционное применение) аммиак может вызвать рефлекторную остановку дыхания.

Местное применение противопоказано при дерматитах, экземах, других кожных заболеваниях, а также при открытых травматических повреждениях кожных покровов.

При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше — 0,5 % раствор лимонной кислоты или 1 % раствор уксусной кислоты до полной нейтрализации содержимого желудка.

Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно.

Производители аммиака

Производители аммиака в России

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

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

Производители аммиака на Украине

Компания	2007, тыс. т
Концерн «Стирол»	1 331
Одесский припортовый завод	1 128
Северодонецкое объединение Азот	1 015
« Азот» (Черкассы)	778
«Днепроазот»	515
«Ровноазот»	382
Итого	5 148

Интересные факты

• Пары нашатырного спирта способны изменять окраску цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелеными, ярко красные — черными.^[16]

• Облака Юпитера состоят из аммиака.

• Некоторые цветы, не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком начинают благоухать. Например, приятный аромат приобретают астры^[16]

См. также

• Аммиакопровод

Примечания

Ссылки

• Аммиак, газ // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммиак водный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммониак // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• Аммониемия // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.
• NIST Chemistry WebBook
• Искусственное изменение окраски лепестков цветов

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М.: Химия, 1994.
• Акимова Л. Д. Изучающим основы холодильной техники. — М., 1996.
• Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. Химия. — Мн.: Народная асвета, 2007.

Содержание

Химическое название

аммиак

Фармакологическая группа вещества Аммиак

Фармакологическое действие

Характеристика

Бесцветный газ с резким, раздражающим запахом. Применяют 10% водный раствор (нашатырный спирт), представляющий собой бесцветную летучую жидкость с острым характерным запахом и сильной щелочной реакцией.

Фармакология

Раздражает экстерорецепторы кожи и вызывает местное высвобождение биологически активных веществ (гистамина, ПГ, кининов). В спинном мозге способствует либерации противоболевых пептидов (эндорфинов и энкефалинов), блокирующих поток болевых импульсов из патологического очага. При вдыхании взаимодействует с рецепторами верхних дыхательных путей (окончания тройничного нерва) и возбуждает (рефлекторно) дыхательный центр. В высоких концентрациях рыхло коагулирует (колликвация) белки микробной клетки. Быстро выводится из организма при любом способе введения, главным образом легкими и бронхиальными железами. Рефлекторно влияет на деятельность сердца и сосудистый тонус. На месте аппликации расширяет сосуды, улучшает трофику и регенерацию тканей и отток метаболитов. Аналогичные эффекты через кожно-висцеральные рефлексы (без участия головного мозга) вызывает в сегментарно расположенных внутренних органах и мышцах, способствуя восстановлению нарушенных структур и функций. Подавляет доминантный очаг возбуждения, поддерживающий патологический процесс, снижает гипералгезию, напряжение мышц, сосудистый спазм («отвлекающее действие»). При длительном контакте раздражающее действие на кожу и слизистые оболочки может переходить в прижигающее (коагуляция белков) с развитием гиперемии, отечности и болезненности. Прием внутрь в небольших концентрациях усиливает секрецию желез, рефлекторно повышает возбудимость рвотного центра и вызывает рвоту. Активирует мерцательный эпителий дыхательных путей.

Применение вещества Аммиак

Обморочные состояния (для возбуждения дыхания), стимуляция рвоты; наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга.

Противопоказания

Дерматит, экзема, кожные заболевания (для местного применения).

Побочные действия вещества Аммиак

Ожоги пищевода и желудка (в случае приема неразведенного раствора); рефлекторная остановка дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Взаимодействие

Нейтрализует кислоты.

Способ применения и дозы

Торговые названия с действующим веществом Аммиак

Торговое название	Цена за упаковку, руб.
Аммиак	от 9.50 до 118.00
Аммиака раствор	от 24.00 до 214.00