Что такое аммиак. Химические свойства аммиачного раствора - формула, применение в быту, медицине и в садоводстве

Аммиак – NH 3

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

1. Строение молекулы

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ - сигма связи N-H

2. Физические свойства аммиака

При нормальных условиях - бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. 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. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH 3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

В лаборатории

В промышленности

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O

(NH 4) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O

Внимание ! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O

При получении аммиака держите пробирку - приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:

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

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9к Дж

Условия:

катализатор – пористое железо

температура – 450 – 500 ˚С

давление – 25 – 30 МПа

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

4. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

N -3 → N 0 → N +2

NH 3 – сильный восстановитель.

с кислородом

1. Горение аммиака (при нагревании)

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 0

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh , температура)

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Видео - Эксперимент " Окисление аммиака в присутствии оксида хрома"

с оксидами металлов

2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

с сильными окислителями

2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl (при нагревании)

аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение - Образование иона аммония NH 4 + по донорно-акцепторному механизму)

Видео - Эксперимент "Качественная реакция на аммиак"

Видео - Эксперимент "Дым без огня"

Видео - Эксперимент "Взаимодействие аммиака с концентрированными кислотами"

Видео - Эксперимент "Фонтан"

Видео - Эксперимент "Растворение аммиака в воде"

5. Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH 3 . Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты , которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин . Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон , например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка . В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 "Горение аммиака"

Тренажёр №2 "Химические свойства аммиака"

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Осуществить превращения по схеме:

а) Азот→ Аммиак → Оксид азота (II)

б) Нитрат аммония → Аммиак → Азот

в) Аммиак → Хлорид аммония → Аммиак → Сульфат аммония

Для ОВР составить е-баланс, для РИО полные, ионные уравнения.

№2. Напишите четыре уравнения химических реакций, в результате которых образуется аммиак.

Аммиак - это летучее водородное соединение (нитрид водорода), которое играет ведущую роль в современной промышленности.

Хоть его и открыли лишь в восемнадцатом веке, но он был известен человеку с незапамятных времен. Водный раствор аммиака - это нашатырный спирт. Данное вещество содержится в продуктах разложения живых организмов и моче. Поэтому при распаде органики (останков растений, животных) выделяется аммиак, и от этого появляется резкий запах гниения (нашатыря).

История аммиака

Аммиак был открыт в конце восемнадцатого века британским химиком Джозефом Пристли - одним из основоположников современной химии, который совершил также множество важных открытий в других сферах науки (физике, биологии, оптике).

Например, в списках его изобретений есть: газированная вода, за которую он получил медаль Лондонского Королевского общества, и всем известный ластик (раньше для стирания графита все пользовались хлебом).

Нельзя отрицать того, что Джозеф Пристли сделал огромный вклад в химию, особенно в области газов, однако многие свои достижения он совершил случайно.

Джозеф Пристли получил аммиак методом нагревания хлорида аммония (нашатырь) с гидроксидом кальция (гашеная известь) и затем собрал выделившийся газ в ртутной ванной.

Ртутная ванная - это специальный прибор, созданный Пристли для концентрирования газов. При комнатной температуре ртуть является жидкостью с высокой плотностью, что не позволяет ей абсорбировать газы. Их ученый легко выделял из веществ, нагревая над поверхностью ртути.

Уравнение аммиака:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = NH 3 + CaCl 2.

После открытия Джозефом Пристли аммиака, его изучение не стояло на месте.

В 1784 был установлен состав этого вещества химиком Луи Бертолле, который разложил его на исходные элементы электрическим разрядом.

Именование "нашатырь" он получил уже в 1787 году от латинского названия нашатырной щелочи, а само наименование "аммиак", которым мы привыкли пользоваться, ввел Яков Дмитриевич Захаров в 1801 году.

Но вот что интересно. За сто лет до Джозефа Пристли и его открытия аммиака, ученый Роберт Бойль наблюдал некое явление, при котором палочка, предварительно смоченная в соляной кислоте, начинала дымить, когда ее подносили к газу, выделяющемуся при сжигании навоза. Это объясняется тем, что кислота и аммиак вступали в реакцию, и в ее продуктах содержался хлорид аммония, частицы которого и создавали дым. Получается, что экспериментальными методами аммиак был выявлен давно, но его нахождение в мире было доказано намного позже.

Состав молекулы

Молекула аммиака (NH 3) имеет форму тетраэдра с атомом азота в вершине. В ней находятся четыре электронных облака, которые перекрываются вдоль линии связи, следовательно, в молекуле содержатся исключительно сигма-связи. По сравнению с водородом азот имеет большую электроотрицательность, поэтому общие электронные пары в молекуле смещены в его сторону. И так как в аммиаке везде одинарные связи, то тип гибридизации - sp 3 , а угол между электронными облаками равен 109 градусам.

Способы получения

В мире ежегодно производится около 100 миллионов тонн аммиака, поэтому этот процесс можно по праву считать одним из важнейших в мире. Выпускают его в жидком виде или как двадцати пяти процентный раствор.

Существуют следующие способы его получения:

1. В промышленности аммиак добывают посредством синтеза азота и водорода, что сопровождается выделением тепла. Причем данная реакция может проходить лишь при высокой температуре, давлении и в присутствии катализатора, который, ускоряя слабую реакцию, сам в нее не вступает.

Уравнение реакции аммиака:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

2. Можно получить аммиак во время коксования каменного угля.

На самом деле в угле нет никакого аммиака, но в нем присутствует много органических соединений, в составе которых содержатся азот и водород. А при сильном нагревании угля (пиролизе) эти составляющие и образуют аммиак, который выходит как побочный продукт.

3. В лаборатории аммиак добывают нагреванием хлорида аммония и гидроксида кальция:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

4. Или нагреванием хлорида аммония с концентрированной щелочью:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Применение

Аммиак - это незаменимое и действительно нужное вещество, без которого мировая промышленность замедлила бы свое движение. Область его применения широка: он задействован во всех производственных процессах человека, начиная от заводов и лабораторий, заканчивая медициной. Его преимущества в том, что он экологически чист и является довольно дешевым продуктом.

Области применения аммиака:

Химическая промышленность. Его используют в производстве удобрений, полимеров, азотной кислоты, взрывчатых веществ, в качестве растворителя (жидкий аммиак).
Холодильные установки. Аммиак испаряется с поглощением большого количества тепла из окружающей среды, так как обладает определенными термодинамическими свойствами. Холодильные системы, основанные на его применении более чем эффективны, поэтому он является главным хладагентом в промышленности.
Медицина. Нашатырный спирт или 10 % раствор аммиака используют при выведении из обморочного состояния (раздражение рецепторов слизистой оболочки носа способствует стимуляции дыхания), обработке рук хирурга, возбуждении рвоты и так далее.
Текстильная промышленность. С его помощью получают синтетические волокна. Также аммиак используют при очистке или окрашивании различных тканей.

Физические свойства

Вот какие физические свойства присущи аммиаку:

При нормальных условиях является газом.
Бесцветный.
Имеет резкий запах.
Ядовит и очень токсичен.
Очень хорошо растворим в воде (один объем воды на семьсот объемов аммиака) и ряде органических веществ.
Температура плавления составляет -80 °С.
Температура кипения - около -36 °С.
Является взрывоопасным и горючим веществом.
Примерно вдвое легче воздуха.
Имеет молекулярную кристаллическую решетку, соответственно, он легкоплавкий и непрочный.
Молярная масса аммиака равна 17 грамм/моль.
При нагревании в кислородной среде разлагается на воду и азот.

Химические свойства аммиака

Аммиак является сильным восстановителем, так как степень окисления азота в молекуле минимальная. Он способен также к окислительным свойствам, что случается намного реже.

Реакции с аммиаком:

С кислотами аммиак образует соли аммония, разлагающиеся при нагревании. С соляной кислотой аммиак составляет хлорид аммония, а с серной - сульфат аммония.

NH 3 + HCL = NH 4 CL

NH 3 + H 2 SO4 = (NH 4) 2 SO 4

С кислородом при нагревании образуется азот, а при участии катализатора (Pt) получается оксид азота.

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

С водой образуется неустойчивый гидрат аммиака.

NH 3 + H 2 O = NH 3 × H 2 O

Аммиак способен проявлять щелочные свойства, поэтому при взаимодействии с водой он образует слабое основание - NH 4 OH. Но на самом деле такого соединения не существует, поэтому формулу следует записывать так: NH 3 × H 2 O.

С оксидами металлов.

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

С галогенами.

8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl

С солями металлов.

3NH 3 + ЗН 2 О + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Соединения аммиака

Есть несколько типов сложных веществ, образующихся при взаимодействии с аммиаком:

Соли аммония. Они образуются в результате реакций аммиака с кислотами и разлагаются при нагревании.
Амиды. Это соли, которые получают, действуя на щелочные металлы аммиаком.
Гидразин. Это вещество, которое получают в результате окисления аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина.
Амины. Аммиак взаимодействует с галогеноалканами в качестве реакции присоединения, образуя соли.
Аммиакаты. С серебром и солями меди аммиак образует комплексные соли.

Биологическая роль

Аммиак - вещество, образующееся в организмах живых существ при метаболизме, являющееся в них продуктом азотистого обмена. В физиологии животных для него отведена важная роль, однако он имеет высокую токсичность для организмов и почти не содержится в них в чистом виде. Большая его часть перерабатывается печенью в безвредное вещество - мочевину или как ее еще называют карбамид.

Также он способствует нейтрализации кислот поступающих в организм с пищей, поддерживая кислотно-щелочной баланс крови.

Аммиак - это важный источник азота для растений. Главным образом они поглощают его из почвы, но это очень трудоемкий и неэффективный процесс. Некоторые растения способны накапливать азот, который содержится в атмосфере, с помощью специальных ферментов - нитрогеназов. После чего они перерабатывают азот в полезные им соединения, например, белки и аминокислоты.

Агрегатные состояния

Аммиак может находиться в разных агрегатных состояниях:

Он присутствует в виде бесцветного газа с неприятным резким запахом в нормальных условиях.
Также он очень хорошо может растворяться в воде, поэтому его можно хранить в виде водного раствора с определенной концентрацией. Он сжижается и становится жидкостью в результате давления и сильного охлаждения.
Аммиак имеет твердое состояние, в котором он предстает бесцветными кубическими кристаллами.

Отравление аммиаком

Как уже выше упоминалось, аммиак - это крайне токсичное и ядовитое вещество. Его относят к четвертому классу опасности.

Отравление этим газом сопровождается нарушением многих процессов организма:

Сначала поражается нервная система и снижается усвоение кислорода нервными клетками.
При проникновении в глотку, затем трахею и бронхи аммиак оседает на слизистых покровах, растворяется, образуя щелочь, которая начинает пагубно действовать на организм, вызывая внутренние ожоги, разрушая ткани и клетки.
Это вещество также оказывает разрушающее воздействие на жировые компоненты, которые в том или ином виде входят в состав всех органов человека.
Попадают под влияние сердечно-сосудистая и эндокринная система, нарушается их работа.

После контакта с аммиаком страдает почти весь организм человека, его внутренние ткани и органы, ухудшается процесс жизнедеятельности.

Чаще всего случаи отравления этим газом происходят на химических производствах в результате его утечки, но также можно им отравиться и в домашних условиях, например, если емкость, в которой содержится нашатырный спирт, неплотно закрыта, и его пары накапливаются в помещении.

Отравление может произойти, даже когда при обморочном состоянии человеку подносят к носу тампон, смоченный в нашатыре. Если пострадавшему дать понюхать его более пяти секунд, то высок риск интоксикации, так что с нашатырным спиртом всегда следует обращаться предельно осторожно.

Симптомы отравления

Ниже перечислен ряд признаков отравления аммиаком:

Сильный кашель, затруднение дыхания.
Жжение в глазах, слезоточивость, болевая реакция на яркий свет.
Жжение в полости рта и носоглотке.
Головокружение, головная боль.
Боли в животе, рвота.
Снижение слухового порога.
При более серьезном отравлении возможны: потеря сознания, судороги, остановка дыхания, острая сердечная недостаточность. Совокупность нарушений может привести пострадавшего в коматозное состояние.

Профилактика при отравлении

Первая помощь в данном случае состоит из нескольких простых действий. Сначала необходимо вынести пострадавшего на свежий воздух, промыть ему лицо и глаза проточной водой. Даже те, кто был не очень хорош в химии, со школы знают: щелочь нейтрализуется кислотой, поэтому ротовую полость и нос нужно обязательно промыть водой с добавлением лимонного сока или уксуса.

Если отравившийся потерял сознание, следует уложить его на бок на случай рвоты, а при остановке пульса и дыхания сделать массаж сердца и искусственное дыхание.

Последствия отравления

После интоксикации аммиаком человека могут ждать очень серьезные необратимые последствия. В первую очередь страдает центральная нервная система, что влечет за собой целый ряд осложнений:

Мозг перестает полностью выполнять свои функции и начинает давать сбои, из-за этого снижается интеллект, появляются психические заболевания, амнезия, нервные тики.
Понижается чувствительность некоторых частей тела.
Нарушается работа вестибулярного аппарата. Из-за этого человек ощущает постоянное головокружение.
Органы слуха начинают терять свою работоспособность, что приводит к глухоте.
При поражении глазных покровов снижается зрение и его острота, в худшем случае пострадавшего ждет слепота.
Наступление летального исхода. Это зависит от того, насколько концентрация газа в воздухе была высокой и сколько паров аммиака попало в организм.

Знать и соблюдать предписанные меры безопасности - значит оградить себя от риска угрозы собственной жизни или худшей участи - инвалидности, потери слуха или зрения.

Жидкий

Аммиак — NH 3 , нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH 3 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, образуяион аммония NH 4 + . 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 нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH 3 + H + → NH 4 +

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

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH − ; K o =1,8×10 −5

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

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 NH 2 − , называются амидами, NH 2− — имидами, а N 3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2NH 3 + 2К = 2KNH 2 + Н 2

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

Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН − и NH 2 − , а также молекулы Н 2 O и NH 3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3

и в спиртах:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

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

MNH 2 → M + + NH 2 −

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: LiNH 2 — нерастворим, NaNH 2 — малорастворим, KNH 2 , RbNH 2 и CsNH 2 — 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:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O +2HCl + N 2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

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

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

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (гидрохлорид метиламмония)

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

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

CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

История названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH 2) 2 CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского словаамониан . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH 4 Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

Жидкий аммиак

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

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 −

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 NH 3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH 3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например Na 4 Pb 9 .

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

Растворенный в NH 3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH 2 − , который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от Li к Cs. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей H 2 O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH 3 . Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам, молекулы NH 3 могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металловприводит к образованию их аминокомплексов:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO 4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной (Ni(NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Биологическая роль

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

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

Физиологическое действие

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

Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем 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.

Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. 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 — буллёзныйдерматит. 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. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.

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.

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, укусы насекомых, обработка 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 является слабым основанием при взаимодействии нейтрализует кислоты.

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.

Получение

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

N 2(г) + 3H 2(г) ↔ 2NH 3(г) + 45,9 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 Al 2 O 3 и K 2 O) позволило ускорить достижение равновесного состояния. Интересно, что при поиске катализатора на эту роль пробовали более 20 тысяч различных веществ.

Учитывая все вышеприведённые факторы, процесс получения аммиака проводят при следующих условиях: температура 500 °C, давление 350 атмосфер, катализатор. Выход аммиака при таких условиях составляет около 30 %. В промышленных условиях использован принцип циркуляции — аммиак удаляют охлаждением, а непрореагировавшие азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем достижение более высокого выхода реакции за счёт повышения давления.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.

Обычно лабораторным способом получают получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

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

Очень сухой аммиак можно получить, растворяя в нём металлический натрий и впоследствии перегоняя. Это лучше делать в системе, изготовленной из металла под вакуумом. Система должна выдерживать высокое давление(при комнатной температуре давление насыщенных паров аммиака около 10 атмосфер) . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах.

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 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 ингаляционном применении — рефлекторная остановка дыхания, при местном применении — раздражения, дерматиты, экземы в месте аппликации. Местное применение возможно только на неповрежденную кожу. 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. (Инструкция по применению)

АММИАК , NH 3 молярный вес 17,03. При комнатной температуре бесцветный газ, раздражающий слизистые оболочки. Аммиак легко сгущается в жидкость, которая кипит при -33°,4 и закристаллизовывается при -77°,3. Чистый сухой аммиак является слабой кислотой, что ясно из возможности замещения в нем водорода натрием и образования амида натрия NH 2 Na при нагревании Nа в струе аммиака. Однако аммиак чрезвычайно легко присоединяет воду и образует щелочь NH 4 OH, едкий аммоний; раствор едкого аммония в воде называется нашатырным спиртом .

Наличие аммиака, улетучивающегося из едкого аммония благодаря разложению

NH 4 OH NH 3 + HOH

открывается по посинению лакмусовой бумажки. Аммиак легко присоединяется к кислотам, образуя соли NH 4 , например, NН 3 + НСl= NН 4 Сl, что заметно, если пары аммиака (из нашатырного спирта) и пары НСl встречаются в воздухе: тотчас образуется белое облачко нашатыря NH 4 Cl. Аммиак применяется обычно в виде нашатырного спирта (D= 0,91, около 25% NH 3) и так наз. «ледяного нашатырного спирта » (D= 0,882, с 35% NH 3).

Крепость нашатырного спирта проще всего определять по его плотности, величины которой приведены в следующей таблице:

Упругость пара водных растворов аммиака слагается из парциальных упругостей аммиака и воды, приведенных в таблице:

Понятно, что упругость пара аммиака как вещества, кипящего при температуре, значительно низшей, чем температура кипения воды, >> парциальной упругости паров воды над нашатырным спиртом. Растворимость NH 3 в воде очень велика.

На процесс производства оптимального количества химического вещества, а также достижения максимального его качества влияет ряд факторов. Получение аммиака зависит от показателей давления, температуры, наличия катализатора, используемых веществ и способа извлечения полученного материала. Эти параметры необходимо правильно сбалансировать для достижения наибольшей прибыли от производственного процесса.

Свойства аммиака

При комнатной температуре и нормальной влажности воздуха аммиак находится в газообразном состоянии и имеет очень отталкивающий запах. Он наделен ядовитым и раздражающим слизистые оболочки воздействием на организм. Получение и свойства аммиака зависят от участия в процессе воды, так как это вещество очень растворимо в нормальных характеристиках окружающей среды.

Аммиак является соединением водорода и азота. Его химическая формула - NH 3 .

Это химическое вещество выступает активным восстановителем, в результате горения которого выделяется свободный азот. Аммиак проявляет характеристики оснований и щелочей.

Реакция вещества с водой

При растворении NH 3 в воде получают аммиачную воду. Максимально при обычной температуре можно растворить в 1 объеме водного элемента 700 объемов аммиака. Известно это вещество как нашатырный спирт и широко применяется в отрасли производства удобрений, в технологических установках.

Полученный путем растворения в воде NH 3 по своим качествам частично ионизирован.

Нашатырный спирт используется в одном из методов лабораторного получения этого элемента.

Получение вещества в лаборатории

Первый метод получения аммиака заключается в доведении нашатырного спирта до кипения, после чего полученный пар осушают и собирают требуемое химическое соединение. Получение аммиака в лаборатории возможно также путем нагревания гашеной извести и твердого хлорида аммония.

Реакция получения аммиака имеет такой вид:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

В ходе этой реакции выпадает осадок белого цвета. Это соль CaCl 2 , а еще образовывается вода и искомый аммиак. Для проведения осушения требуемого вещества его пропускают по смеси извести в сочетании с натром.

Получение аммиака в лаборатории не обеспечивает самую оптимальную технологию его производства в необходимых количествах. Люди много лет искали способы добычи вещества в промышленных масштабах.

Истоки налаживания технологий производства

На протяжении 1775-1780 годов были осуществлены опыты по связыванию свободных молекул азота из атмосферы. Шведский химик К. Шелле нашел реакцию, которая имела вид

Na 2 CO 3 + 4C + N 2 = 2NaCN + 3CO

На ее основе в 1895 году Н. Каро и А. Франк разработали метод связывания свободных молекул азота:

CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C

Этот вариант требовал больших затрат энергии и был экономически невыгодным, поэтому со временем от него отказались.

Еще одним довольно затратным методом стал открытый английскими химиками Д. Пристли и Г. Кавендишем процесс взаимодействия молекул азота и кислорода:

Рост потребности в аммиаке

В 1870 году это химическое вещество считалось нежелательным продуктом газовой промышленности и было практически бесполезным. Однако спустя 30 лет это оно стало очень востребованным в коксохимической отрасли.

Сначала возросшую потребность в аммиаке восполняли путем его выделения из каменного угля. Но при росте потребления вещества в 10 раз по поиску путей его добычи велась практическая работа. Получение аммиака стали внедрять с применением запасов атмосферного азота.

Потребность в веществах на основе азота наблюдалась практически во всех известных отраслях экономики.

Поиск путей удовлетворения промышленного спроса

Долгий путь прошло человечество к осуществлению уравнения производства вещества:

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

Получение аммиака в промышленности впервые удалось реализовать в 1913 году путем каталитического синтеза из водорода и азота. Способ открыт Ф. Габером в 1908 году.

Открытая технология разрешила давнюю проблему многих ученых разных стран. До этого момента не удавалось связать азот в виде NH 3 . Этот химический процесс получил название цианамидной реакции. При повышении температуры извести и углерода получалось вещество CaC 2 (карбид кальция). Путем нагревания азота и добивались получения цианамида кальция CaCN 2 , из которого выделение аммиака проходило путем гидролиза.

Внедрение технологий для получения аммиака

Получение NH 3 в глобальных масштабах промышленного потребления началось с покупки патента технологий Ф. Габера представителем Баденского содового завода А. Митташем. В начале 1911 года синтез аммиака на небольшой установке стал регулярным. К. Бош создал большой контактный аппарат, исходя из разработок Ф. Габера. Это было оригинальное оборудование, обеспечивающее процесс извлечения аммиака путем синтеза в производственном масштабе. К. Бош взял на себя все руководство по данному вопросу.

Экономия энергозатрат предполагала участие в реакциях синтеза определенных катализаторов.

Группа ученых, работающая над поиском подходящих составляющих, предложила следующее: железный катализатор, в который добавлялись оксиды калия и алюминия и который поныне считается одним из наилучших, обеспечивающих получение аммиака в промышленности.

9.09.1913 начал свою работу первый в мире завод, применяющий технологию каталитического синтеза. Постепенно наращивались производственные мощности, и к концу 1917 года вырабатывалось 7 тыс. т аммиака за месяц. В первый год работы завода этот показатель составлял всего 300 т в месяц.

Впоследствии во всех других странах тоже стали применять технологию синтеза с применением катализаторов, которая по своей сути не очень отличалась от техники Габера - Боша. Применение высокого давления и циркуляционных процессов происходило в любом технологическом процессе.

Внедрение синтеза в России

В России также применялся синтез с применением катализаторов, обеспечивающих получение аммиака. Реакция имеет такой вид:

В России самый первый завод аммиачного синтеза начал свою работу в 1928 году в Чернореченске, а далее были построены производства во многих других городах.

Практическая работа по получению аммиака постоянно набирает обороты. В период с 1960 по 1970 год синтез увеличился почти в 7 раз.

В стране для успешного получения, собирания и распознавания аммиака используют смешанные каталитические вещества. Изучение их состава осуществляет группа ученых под предводительством С. С. Лачинова. Именно эта группа нашла наиболее эффективные материалы для технологии осуществления синтеза.

Также постоянно ведутся исследования кинетики процесса. Научные разработки в этой области вели М. И. Темкин, а также его сотрудники. В 1938 году этот ученый вместе со своим коллегой В. М. Пыжевым сделал важное открытие, совершенствуя получение аммиака. Уравнение кинетики синтеза, составленное этими химиками, применяется отныне по всему миру.

Современный процесс синтеза

Процесс получения аммиака при помощи катализатора, применяемый в сегодняшнем производстве, имеет обратимый характер. Поэтому очень актуальным является вопрос оптимального уровня воздействия показателей на достижение максимального выхода продукции.

Процесс протекает при высокой температуре: 400-500 ˚С. Для обеспечения необходимой скорости прохождения реакции применяется катализатор. Современное получение NH 3 предполагает использование высокого давления - около 100-300 атм.

Совместно с применением циркуляционной системы можно получить достаточно большую массу превращенных в аммиак первоначальных материалов.

Современное производство

Система работы любого аммиачного завода достаточно сложная и содержит в себе нескольких этапов. Технология получения искомого вещества осуществляется в 6 этапов. В процессе проведения синтеза происходит получение, собирание и распознавание аммиака.

Первоначальная стадия заключается в извлечении серы из природного газа при помощи десульфуратора. Эта манипуляция требуется вследствие того, что сера является каталитическим ядом и убивает никелевый катализатор еще на стадии извлечения водорода.

На втором этапе проходит конверсия метана, которая протекает с применением высокой температуры и давления при использовании никелевого катализатора.

На третьей стадии случается частичное выгорание водорода в кислороде воздуха. В результате производится смесь водяного пара, оксида углерода, а также азота.

На четвертом этапе происходит реакция сдвига, которая проходит при различных катализаторах и двух отличных температурных режимах. Первоначально применяется Fe 3 O 4 , и процесс протекает при температуре 400 ˚С. Во второй стадии участвует более эффективный по своему воздействию медный катализатор, что позволяет осуществление производства при низких температурах.

Следующая пятая стадия предполагает избавление от ненужного оксида углерода (VI) из смеси газа путем применения технологии поглощения раствором щелочи.

На завершающем этапе оксид углерода (II) удаляется при использовании реакции конверсии водорода в метан через никелевый катализатор и большую температуру.

Полученная в результате всех манипуляций смесь газа содержит 75 % водорода и 25 % азота. Ее сжимают под большим давлением, а затем остужают.

Именно эти манипуляции описывает формула выделения аммиака:

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 кДж

Хоть этот процесс выглядит не очень сложным, однако все вышеперечисленные действия по ее осуществлению говорят о сложности получения аммиака в промышленном масштабе.

На качество конечного продукта влияет отсутствие в сырье примесей.

Пройдя долгий путь от небольшого лабораторного опыта до масштабного производства, получение аммиака на сегодняшний день является востребованной и незаменимой отраслью химической промышленности. Этот процесс постоянно совершенствуется, обеспечивая качество, экономичность и необходимое количество продукта для каждой ячейки народного хозяйства.