Аммиака раствор. Что такое аммиак? Формула и свойства аммиака

АММИАК (NH 3) - химическое соединение азота с водородом, бесцветный газ с характерным острым запахом, раздражающим слизистые оболочки. Встречается в небольших количествах в воздухе, речной и морской воде, почве, особенно в тех местах, где происходит разложение органических азотсодержащих веществ (см. Гниение).

Аммиак впервые получил английский ученый Д. Пристли(1774)при действии гашеной извести на хлористый аммоний. В 1787 году для Аммиака было предложено название «аммониак», которое сохранилось за ним в различных странах. В России в 1801 году химик Я. Д. Захаров заменил это название более коротким «аммиак».

В лабораторных условиях Аммиак получают вытеснением его из аммиака аммиачных солей растворами сильных щелочей при нагревании:

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

В технике Аммиак получают синтетически по методу, разработанному немецким химиком Габером (F. Haber). Синтез Аммиака проводится следующим образом: смесь азота с водородом сжимается с помощью компрессора до 200-220 атм и под таким давлением пропускается через контактный аппарат, содержащий катализатор (железо с добавкой окисей алюминия и калия). После прохождения над катализатором газы, содержащие около 10% а, поступают в охладитель, а затем в ряде аппаратов Аммиак поглощается водой.

При наличии дешевой электроэнергии, необходимой для создания высокой температуры, аммиак синтезируют по цианамидному методу, основанному на взаимодействии атмосферного азота и карбида кальция. При высокой температуре оба вещества реагируют друг с другом с образованием кальций-цианамида, который при действии перегретого водяного пара и давлении 6 атм легко распадается с образованием аммиака.

Плотность Аммиака при t° 0° и давлении 760 мм ртутного столба (1 атм) равна 0,589. Масса 1 л - 0,771 г. При давлении 7 атм и комнатной температуре Аммиак находится в жидком состоянии. При давлении в 1 атм при охлаждении до t° - 40° сжижается. При охлаждении до t° - 75° кристаллизуется. Аммиак хорошо адсорбируется активированным углем. Хорошо растворим в воде. В одном объеме воды при комнатной температуре растворяется 750 объемов аммиака. В насыщенном водном растворе содержится 33% аммиака. Раствор Аммиака в воде называется «нашатырным спиртом». С водой аммиак образует очень непрочное соединение - гидрат окиси аммония (NH 4 OH), представляющее собой слабое основание.

Из водного раствора Аммиака легко выделяется, особенно при нагревании; горит в кислороде с образованием воды и азота:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O;

в присутствии катализаторов окисляется до окиси азота.

Раствор Аммиака в воде имеет слабощелочную реакцию, так как в нем содержатся гидроксильные ионы (ОН -). Последние возникают благодаря тому, что некоторая часть молекул аммиака соединяется с водородными ионами воды: NH 3 + НОН = NH +4 + OH - . Часть гидроксильных ионов связывается с ионами аммония, образуя гидрат окиси аммония NH +4 + OH - = NH 4 OH. Отсюда следует, что раствор аммиака содержит одновременно молекулы аммиака, ионы NH +4 и ОН - . Однако главная масса растворенного аммиака находится в виде молекул.

Жидкий аммиак при испарении поглощает большое количество тепла (327 кал на 1 г), благодаря чему его применяли в холодильном деле. Особенно велико значение аммиака как источника получения азотной кислоты и ее солей. Синтез Аммиака с использованием атмосферного азота, количество которого практически неисчерпаемо, позволяет пополнять запасы азотистых веществ в почве и делать ее более плодородной. Для использования в качестве удобрений из аммиака в больших количествах готовят сульфат аммония и азотнокислый аммоний.

В фармацевтической практике применяют нашатырный спирт различной крепости. Официнальный раствор должен содержать 10% Аммиака Этот раствор получают путем разбавления водой товарного 25% раствора аммиака.

Аммиак занимает центральное место в азотистом обмене растений. Через корневую систему аммиачные соли поступают в растения в очень незначительных количествах, так как содержание их в почве невелико. Аммиак в почве подвергается окислению в результате жизнедеятельности нитрифицирующих бактерий, и образующиеся при этом соли азотистой и азотной кислот используются после предварительного образования из них аммиака для синтеза аминокислот (а из них белков) и иных азотсодержащих веществ (см. Азотистый обмен).

Аммиак образуется также в организме человека и животных. Источником его образования являются входящие в состав животных тканей аминокислоты, а также адениловая кислота. Однако содержание аммиака в тканях, крови и цереброспинальной жидкости очень незначительно (0,01-0,1 мг%). Объясняется это тем, что в тканях организма образующийся аммиак устраняется путем синтеза амидов (см.). Устранение Аммиака (в организме животных синтезируется преимущественно глутамин) является общебиологическим процессом, происходящим в микроорганизмах, растениях и организме животных. Конечным продуктом обезвреживания и устранения аммиака в организме человека является мочевина (см.).

Аммиак образуется при сокращении мышц, возбуждении нервной ткани. Образующийся при работе мышц Аммиак частично устраняется, частично же поступает в кровь. Аммиак поступает также в кровь из кишечника. Выделяется он из организма человека и животных с мочой в виде аммиачных солей (главным образом сульфата аммония). При ацидозах выделение Аммиака с мочой резко увеличивается. Главным источником аммиака мочи является глутамин, доставляемый к почкам кровью, где он дезамидируется под влиянием глутаминазы.

Количественное определение Аммиака производится по реакции нейтрализации кислоты: 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4)2SO 4 . Неиспользованную кислоту титруют раствором щелочи в присутствии индикатора - метилового оранжевого. Аммиак количественно определяют и по цветной реакции с реактивом Несслера (щелочной раствор меркурийодида калия K 2 Hg 2 I 4). Для определения Аммиака в воздухе определенный объем его протягивают с помощью аспиратора через поглотительные склянки с 10 н. раствором серной кислоты, а затем определяют титрометрически или колориметрически.

Применение аммиака в медицине

Раздражающее действие аммиака и его солей используется в мед. практике. Рефлексы, возникающие при раздражении слизистых оболочек верхних дыхательных путей, способствуют возбуждению дыхательного центра, особенно при его угнетении (удушение, отравление и так далее). Вдыхание Аммиака вызывает учащение дыхания и повышение артериального давления; при действии больших концентраций, наоборот, происходит остановка дыхания и замедление пульса. Кроме того, при продолжительном действии высоких концентраций аммиака на месте применения его могут возникать воспалительные и некробиотические изменения в тканях. Аммиак обладает также дезинфицирующим действием.

Из препаратов аммиака наибольшее терапевтическое применение имеет нашатырный спирт (Solutio Ammonii caustici, Liquor Ammonii caustici, Ammonium causticum solutum, NH 4 OH) - 10% водный раствор Аммиака Прозрачная бесцветная жидкость с резким запахом аммиака. Смешивается с водой и спиртом в любых соотношениях. Нашатырный спирт вызывает раздражение рецепторов слизистых оболочек и рефлекторно возбуждает дыхательный и сосуд одвигательный центры. С этим свойством связано его применение при обморочных состояниях или отравлении алкоголем (ингаляция или прием внутрь по 5-10 капель в 100 мл воды). Действие на дыхательный центр непродолжительно, и для длительной стимуляции дыхания необходимо применение аналептиков. В хирургической практике нашатырный спирт применяют как дезинфицирующее средство для мытья рук (25 мл на 5 л теплой воды - способ Кочергина-Спасокукоцкого).

При хронических артритах и невралгиях в качестве отвлекающего средства применяют аммиачный линимент (Linimentum ammoniatum, линимент летучий, Linimentum volatile) - однородная густоватая жидкость желтовато-белого цвета с запахом аммиака. Получают взбалтыванием смеси подсолнечного масла (74 части) и олеиновой кислоты (1 часть) с раствором аммиака (25 частей).

Раствор аммиака при приеме внутрь оказывает отхаркивающий эффект (см. Нашатырно-анисовые капли).

Растворы Аммиака применяют для нейтрализации кислых токсинов при укусах насекомых, змей и каракурта (примочки или впрыскивания в место укуса). Имеются данные об использовании слабых растворов аммиака (0,1-0,2%) в качестве противовоспалительного средства при панарициях, фурункулах, абсцессах и тому подобное.

Профессиональные вредности

Отравления аммиака в условиях производства чаще острые и возникают лишь при аварийных случаях; хронические отравления возможны, но встречаются реже.

Порог рефлекторного действия для человека - 25 мг/м 3 . Ощущение раздражения наблюдается при 100 мг/м 3 . Работа затруднена при 140-210 мг/м 3 , невозможна - при 350 мг/м 3 и выше.

При острых отравлениях появляется насморк, першение и боль в горле, слюнотечение, осиплость голоса, гиперемия слизистых оболочек верхних дыхательных путей и глаз.

При тяжелых отравлениях присоединяется чувство стеснения и боли в груди, сильный приступообразный кашель, удушье, головная боль, боль в желудке, рвота, задержка мочи. Наступает резкое расстройство дыхания и кровообращения. Возможен ожог слизистой оболочки верхних дыхательных путей и развитие явлений воспаления легких, реже токсический отек легких. Возникает сильное возбуждение. Причиной гибели в ряде случаев является воспаление бронхов и легких. При непосредственном попадании на кожу или слизистую оболочку глаз возможен химический ожог. Последствиями перенесенного острого отравления могут быть помутнение роговицы и потеря зрения, хриплость голоса, иногда полная его потеря, хронический бронхит, активизация туберкулезного процесса.

Хрон. отравления могут развиться при постоянном воздействии невысоких концентраций Аммиака Концентрация аммиака 40 мг/м 3 является порогом хронического действия (круглосуточное воздействие). В моче отравленных животных значительно повышается содержание аммиака. При вскрытии у животных, подвергшихся отравлению, наблюдается гнойное воспаление трахеи и бронхов, воспаление легких и плеврит; патологические изменения со стороны паренхиматозных органов, по-видимому, связаны с реакцией на ожог.

Аммиак в организме быстро обезвреживается, и потому его кумулятивное действие незначительно или даже мало вероятно. При хроническом отравлении у людей наблюдается потеря обоняния, конъюнктивит, хронический катар слизистых оболочек носа, верхних дыхательных путей и бронхов.

Первая помощь: при попадании в глаза брызг аммиачных растворов следует немедленно промыть глаза проточной водой. Затем применяют вазелиновое или оливковое масло, новокаин с адреналином, сульфацил - натрий (альбуцид - натрий). При попадании на кожу брызг немедленно смыть сильной струей воды. При поражении кожи газообразным аммиаком - примочки 5% раствора уксусной или лимонной кислоты. При отравлении - свежий воздух, ингаляция подкисленного теплого пара, 10% ментол в хлороформе, легкие наркотики (кодеин, дионин - 0,01 г), кислород, тепло.

При спазме голосовой щели - местное тепло, ингаляция, атропин, по показаниям трахеотомия. Сердечные средства по показаниям. При остановке дыхания - искусственное дыхание. Лечение и профилактика отека легких (см.).

Профилактика сводится к герметизации аппаратуры и коммуникаций. При работе на опасных участках следует применять фильтрующий промышленный противогаз марки К (зеленая коробка) и систематически контролировать концентрацию Аммиака в воздухе производственных помещений.

ПДК в атмосфере производственных помещений - 20 мг/м 3 .

Аммиак в судебно-медицинском отношении

Аммиак может вызывать отравление в газообразном состоянии или при приемах внутрь в виде водных растворов. Клиническая картина при отравлении аммиаком (per os) сходна с той, которая наблюдается при отравлении едкими веществами, однако имеются особенности: характерен запах рвотных масс, насморк, слезотечение, сильный кашель; наблюдается парез нижних конечностей. При судебно-медицинском исследовании обращают внимание на ярко-красный цвет слизистой оболочки рта, глотки, пищевода и желудка, иногда принимающий более темную окраску. В легких наблюдается очаговая пневмония, в почках - явления острого нефрита.

При вскрытии трупа ощущается запах Аммиака, сохраняющийся в течение нескольких дней. Для судебно-химического качественного обнаружения аммиака используется способность его паров окрашивать в синий цвет красную лакмусовую бумажку и бумажку, смоченную раствором сульфата меди. Для исключения Аммиака, образующегося при гниении биол. объектов, параллельно проводится испытание с бумажкой, пропитанной раствором ацетата свинца. При этом возникает почернение в присутствии сероводорода, сопутствующего Аммиака при гниении. При посинении двух первых бумажек и потемнении третьей установление наличия поступившего в организм Аммиака химическим методом уже невозможно.

Количественное определение Аммиака при исследовании трупного материала, как правило, не может быть произведено.

Библиография

Закусов В. В. Фармакология, с. 186, М., 1966; Козлов Н. Б. Аммиак, его обмен и роль в патологии, М., 1971; Машковский М. Д. Лекарственные средства, ч. 1, с. 393, М., 1972; Реми Г. Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, с. 587, М., 1972; Goodman L. S. a. Gilman A. Pharmacological basis of therapeutics, N. Y., 1970.

Профессиональные вредности

Алпатов И. М. Изучение токсичности газообразного аммиака, Гиг. труда и проф. заболев., № 2, с. 14, 1964; Алпатов И. М. и Михайлов В. И. Исследование токсичности газообразного аммиака, там же, № 12, с. 51, 1963; Вольфовская Р. Н. и Давыдова Г. Н. Клинические наблюдения над острыми отравлениями аммиаком, Сб. науч. работ Ленингр. ин-та гиг. труда, с. 155, 1945; Вредные вещества в промышленности, под ред. Н. В. Лазарева, ч. 2, с. 120, Л., 1971, библиогр.; Михайлов В. И. и др. Влияние малых концентраций аммиака на некоторые биохимические и физиологические показатели у человека, Гиг. труда и проф.заболев., № 10, с. 53, 1969, библиогр.

Д. Л. Фердман; В. К. Лепахин (фарм.), Е. Н. Марченко (проф.), М. Д. Швайкова (суд.).

АММИАК. Химическая формула NH 3 .

Физико‑химические свойства. Аммиак – бесцветный газ с резким запахом нашатырного спирта, в 1,7 раза легче воздуха, хорошо растворяется в воде. Растворимость его в воде больше, чем всех других газов: при 20°C в одном объеме воды растворяется 700 объемов аммиака.

Температура кипения сжиженного аммиака – 33,35°С, так что даже зимой аммиак находится в газообразном состоянии. При температуре минус 77,7°С аммиак затвердевает.

При выходе в атмосферу из сжиженного состояния дымит. Облако аммиака распространяется в верхние слои приземного слоя атмосферы.

Нестойкое АХОВ. Поражающее действие в атмосфере и на поверхности объектов сохраняется в течение одного часа.

Пожаро и взрывоопасность. Горючий газ. Горит при наличии постоянного источника огня (при пожаре). При горении выделяет азот и водяной пар. Газообразная смесь аммиака с воздухом (при концентрациях в пределах от 15 до 28 % по объему) взрывоопасна. Температура самовоспламенения 650°С

Действие на организм. 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. Вызывают при этом обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы 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 охлаждается, и при соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака ощущается при концентрации 37 мг/м 3 . Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м 3 . Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м 3 , глаз – 490 мг/м 3 . При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7–14 г/м 3 – эритематозный, 21 г/м 3 и более – буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м 3 . Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м 3 и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м 3 ; максимальная разовая 0,2 мг/м 3 .

Признаки поражения аммиаком: обильное слезотечение, боль в глазах, потеря зрения, приступообразный кашель; при поражении кожи химический ожог 1 й или 2 й степени.

Использование. Аммиак используется при производстве азотной и синильной кислот, мочевины, соды, азотсодержащих солей, удобрений, а также при крашении тканей и серебрении зеркал; как хладоагент в холодильниках; 10 %‑й водный раствор аммиака известен под названием «нашатырный спирт», 18–20 %‑й раствор аммиака называется аммиачной водой и используется в качестве удобрения.

Аммиак перевозится и часто хранится в сжиженном состоянии под давлением собственных паров (6–18 кгс/см 2), а также может храниться в изотермических резервуарах при давлении, близком к атмосферному давлению. При выходе в атмосферу дымит, быстро поглощается влагой.

Поведение в атмосфере. При выбросе паров в воздух очень быстро формируется первичное облако с высокой концентрацией аммиака. Образуется оно очень быстро (в течение 1–3 мин). За это время в атмосферу переходит 18–20 % вещества.

Вторичное облако возникает при испарении аммиака с площади разлива. Характеризуется оно тем, что концентрация его паров на 2–3 порядка ниже, чем в первичном облаке. Однако их продолжительность действия и глубина распространения значительно больше. В таких случаях за внешнюю границу зоны заражения принимают линию, обозначающую среднюю пороговую токсодозу – 15 (мг мин)/л. Продолжительность действия вторичного облака определяется временем испарения разлившегося вещества, которое, в свою очередь, зависит от температуры кипения и летучести вещества, температуры окружающей среды, скорости ветра и характера разлива (свободно или в поддон).

Аммиак почти в 2 раза легче воздуха, а это существенно влияет на глубину его распространения. Так, по сравнению с хлором глубина распространения первичного и вторичного облака, а также площадь зоны заражения будут примерно в 25 раз меньше.

Заражает водоёмы при попадании в них.

Не пахнут магазинские ? Обработайте их аммиаком. От его паров многие бутоны начинают благоухать. Хотя, запах самого аммиака довольно резок.

Вспоминаются нашатырь и пары мочи. Самыми чуткими к аммиаку являются астры. Их аромат усиливается примерно в 6 раз.

Изменить можно и цвет бутонов. Так, от паров реагента голубые и лепестки зеленеют, а – чернеют.

Флористам, как говориться, на заметку. Однако, аммиак пригождается и в других сферах деятельности. Узнаем остальные свойства вещества, ознакомимся с путями его применения.

Свойства аммиака

Работая с парами аммиака, стоит быть осторожным. При определенной концентрации смесь реагента с воздухом взрывоопасна.

К тому же, газ токсичен. «Общение» с ним чревато нервными расстройствами, ухудшением слуха, частичной потерей памяти, помутнением хрусталиков . Эти симптомы наблюдаются у людей, работающих на аммиачных производствах.

Пары аммиака всегда устремляются вверх, поскольку газ легче воздуха. Газом вещество является в обычных условиях. Для транспортировки и продажи аммиак сжижают.

Для этого нужно повышенное давление. Получают безводный концентрат. Для него существует 6221-90 ГОСТ.

Сжиженный аммиак в сосудах, все же, имеет газообразную фазу. Под давлением оба состояния вещества находятся в равновесии.

При этом, температура должна быть ниже критической, как и давление. Если будет больше 132-ух градусов и 11-ти мегапаскалей, равновесие нарушится.

Коэффициент объемного сжатия вещества в разы меньше коэффициента его расширения.

Если сосуд заполнен доверху, повышение температуры может привести к давлению в 52 мегапаскаля.

Этого достаточно, чтобы разорвать металлические швы вмещающего сосуда. Соответственно, будет взрыв.

Из концентрата аммиака можно получить раствор аммиака любой насыщенности. Хотя, человечеству пригождается и безводная версия.

Она, к примеру, является одним из удобрений. Кроме в веществе присутствует лишь водород. Последнего 3 атома, то есть, формула газа такова: — NH 3 .

Такое содержание водорода – причина отличной растворимости аммиака в воде. Другие газы этим «похвастаться» не могут.

Между аммиаком и водой образуются прочные водородные связи. Чем насыщеннее раствор, тем больше его растворяющие свойства.

По ним вещество конкурирует с этиловым спиртом, с той лишь разницей, что последний органического происхождения.

Так, аммиак водный , как и концентрат, способны растворить металлы щелочной и щелочноземельной групп.

Итогом реакций становятся темно-синие жидкости. Это результат ионизации валентных электронов и солватации.

Последнее понятие обозначает электростатический контакт между молекулами растворенных металлов и аммиака.

От нашатырного спирта запах аммиака исходит неспроста. Средство является водным раствором гидроксида аммония.

То есть, аммиак – это нашатырный спирт. Гидроксид аммония содержится и в моче, а так же, в продуктах разложения органики.

Именно поэтому, к примеру, неприятно пахнут гниющие массы со дна болот. В них разлагаются остатки растений, рыб, .

В тех же прудах аммиак, естественно, смешивается с водой. В растворе присутствует OH-группа.

Значит, смесь способна на щелочную реакцию, является слабым основанием. Растворяет героя и спирт. Аммиак не случайно смешан с ним в нашатыре.

В концентрированном виде нитрид водорода сильно преломляет свет, то есть, меняет направление его лучей.

Еще одно любопытное свойство героя статьи – кипение при минусовых температурах. Должно быть около 34-ех ниже нуля.

Если опустить температуру до 78-ми градусов, жидкость, и вовсе, затвердеет. Получаются белесые хлопья, похожие на снег. вещества имеют правильную, симметричную форму.

Добыча аммиака

Производство аммиака сводится к 100 000 000 тонн ежегодно. Примерно столько же добывают хлора. При этом, аммиак менее токсичен.

В указанный объем аммиака входят вещество, извлеченное из природных источников азота, и синтезированное в условиях.

Промышленный метод основан на соединении водорода и азота . Аммиак из них получается при температуре не ниже 500-от градусов Цельсия.

Еще одно условие: — давление в 350 атмосфер. Не обойтись и без катализатора. Он ускоряет вялотекущую реакцию, сам в нее не вступая.

Роль катализатора, обычно, выполняет губчатое . Из более дорогих помощников выбирают оксид , или .

Итоговый выход продукта при взаимодействии простых веществ равен примерно 30-35%.

Это максимум при соблюдении минимально возможной температуры и наибольшего давления. Именно такой дуэт обеспечивает эффективность реакции.

Однако, при нижней температурной планке уменьшается скорость процесса. Поддашь жару, — частично останешься без аммиака , зато, получишь его быстрее.

Синтетический метод производства аммиака практически не оставляет шансов его добыче в природе из продуктов гниения органики. Процесс этот долог.

Аммиак образуется, но быстро улетучивается. В ловушки земной коры газ попадает редко.

Обычно, аммиак понемногу испаряется, что делает природные месторождения неликвидными.

Применение аммиака

Применение вещества в сельскохозяйственной сфере уже упоминалось. Теперь, перейдем к индустрии красоты, вспомнив про аммиак для волос .

Здесь же вспомним, что раствор вещества является слабой щелочью. Отсюда назначение: — обеспечить щелочной Ph краски, в районе 10-ти.

Такая среда способствует набуханию волос, что запускает реакцию разложения перекиси водорода.

Последняя, является осветлителем, поэтому, обязательно используется в оттенках блонд.

Существует краска без аммиака . Однако, производители частично лукавят. Вместо чистого вещества применяются его производные.

Они тоже поднимают Ph до щелочного уровня, но стоят дороже. Соответственно, и краска для волос без аммиака требует затрат.

Однако, потребители готовы к ним, дабы сохранить шевелюры. Дело в том, что чистый аммиак сильнее раскрывает поры волос.

Они начинают напоминать губку, сгладить поверхность которой можно лишь дорогостоящей силиконовой косметикой, заполняющей пустоты.

Из продуктов питания выраженая щелочь – . На ее изготавление, так же, направлен синтез аммиака .

Производят его и для получения азотной кислоты. Аммиак преобразуют в оксид азота.

Последний, окисляют до диоксида. Потом, оксиды проходят абсорбцию водой. Так и получают .

Формула аммиака , как уже говорилось, лежит в основе создания взрывчатых субстанций.

Вещество нужно и на производстве холодильного оборудования. Его действие основано на испарении сжиженного газа. При этом, поглощается много тепла, что, собственно, и обеспечивает прохладу.

В ювелирном деле также не обошлось без аммиака. Его используют для очистки изделий из после полировки пастой .

Потребности человечества в аммиаке отражает тенденция его производства. Еще 30 лет назад в год формировали 70 000 000 тонн реагента.

Теперь, как указывалось в главе «Добыча», — 100 000 000. Не поменялись лишь лидеры производства. Это, по-прежнему, США и, теперь уже, .

В справочниках прошлых лет фигурирует, естественно, СССР. Что поменялась стоимость вещества, и гадать не надо. Ознакомимся с актуальным ценником на аммиак.

Цена аммиака

Аммиак купить можно оптом и в розницу. Крупные поставки осуществляют, как правило, тоннами.

За 1000 килограммов просят от 19000 рублей. Небольшие предприятия готовы продавать по килограмму, прося около 30-ти рублей.

В розницу килограммы предлагают редко, тонны не предлагают вовсе. Изучим прейскурант аптек, обратив внимание на нашатырный спирт.

Обычно, его разливают во флаконы по 40 миллилитров. Стоит такой объем от 15-ти до 31-го рубля.

Интересно, что, если встречаются флаконы на 25 и 100 миллилитров, стоят они примерно так же, от 13-ти до 55-ти рублей.

При этом, стоит учесть, что спиртовой раствор 10-процентный. Сжиженный же аммиак на оптовых поставках концентрированный.

Поэтому, промышленникам приходится задумываться о правильной транспортировке груза. Есть специальные полуприцепы с цистернами.

Возраст емкостей не должен превышать 30-ти лет. Важен и состав для цистерн, ведь аммиак растворяет многие металлы.

Учитывать приходится, так же, давление в резервуаре, температуру. Поэтому, рядом с объявлениями о продаже реагента, как правило, размещают и предложения по продаже и аренде полуприцепов. Без них не обойтись.

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.

Летучим характеристическим водородным соединением азота является аммиак. По значимости в неорганической химической индустрии и неорганической химии аммиак – самое важное водородное соединение азота. По своей химической природе он представляет собой нитрид водорода H 3 N. В химическом строении аммиакаsp 3 -гибридные орбитали атома азота образуют три σ-связи с тремя атомами водорода, которые занимают три вершины чуть искаженного тетраэдра.

Четвертая вершина тетраэдра занята неподеленной электронной парой азота, что обеспечивает химическую ненасыщенность и реакционноспособность молекул аммиака, а также большую величину электрического момента диполя.

При обычных условиях аммиак - бесцветный газ с резким запахом. Он токсичен: раздражает слизистые оболочки, а острое отравление вызывает поражение глаз и воспаление легких. Вследствие полярности молекул и достаточно высокой диэлектрической проницаемости жидкий аммиак является хорошим растворителем. В жидком аммиаке хорошо растворяются щелочные и щелочно-земельные металлы, сера, фосфор, йод, многие соли и кислоты. По растворимости в воде аммиак превосходит любой другой газ. Этот раствор называется аммиачной водой, или нашатырным спиртом. Прекрасная растворимость аммиака в воде обусловлена возникновением межмолекулярных водородных связей.

Аммиак обладает основными свойствами:

Взаимодействие аммиака с водой:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Взаимодействие с галогеноводородами:

NH 3 +HCl ⇄NH 4 Cl

Взаимодействие с кислотами (в результате образуются средние и кислые соли):

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 фосфат аммония

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 гидрофосфат аммония

NH 3 +H 3 PO 4 → (NH 4)H 2 PO 4 дигидрофосфат аммония

Аммиак взаимодействует с солями некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 сульфат тетрааммин меди (II )

AgCl+ 2NH 3 → Clхлорид диаммин серебра (I )

Все приведенные выше реакции являются реакциями присоединения.

Окислительно-восстановительные свойства:

В молекуле аммиака NH 3 азот имеет степень окисления -3, поэтому в окислительно-восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.

Аммиак восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

2NH 3 + 3CuO → N 2 +3Cu +3H 2 O

Аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

4NH 3 + 5O 2 → 4NO+ 6H 2 O

Аммиак окисляется кислородом без катализатора до азота:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Водородные соединения галогенов. 22. Галогеноводородные кислоты.

Галогеноводороды - бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде.. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая растворимость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные растворы.

При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF - фтороводородная (плавиковая) кислота НСl- хлороводородная (соляная) кислота HBr - бромоводородная кислота HI - иодоводородная кислота

Сила кислот в ряду HF - НСl - HBr - HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI - самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот.

Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризует больше ту связь, чья длина больше. Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.

Химические свойства галогеноводородных кислот

В сухом виде галогеноводороды не действуют на большинство металлов.

1. Водные растворы галогеноводородов обладают свойствами бескислородных кислот. Энергично взаимодействуют со многими металлами, их оксидами и гидроксидами; на металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов после водорода, не действуют. Взаимодействуют с некоторыми солями и газами.

Фтороводородная кислота разрушает стекло и силикаты:

SiO2+4HF=SiF4+2Н2O

Поэтому она не может храниться в стеклянной посуде.

2. В окислительно-восстановительных реакциях галогеноводородные кислоты ведут себя как восстановители, причем восстановительная активность в ряду Сl-, Br-, I- повышается.

Получение

Фтороводород получают действием концентрированной серной кислоты на плавиковый шпат:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

Хлороводород получают непосредственным взаимодействием водорода с хлором:

Это синтетический способ получения.

Сульфатный способ основан на реакции концентрированной серной кислоты с NaCl.

При небольшом нагревании реакция протекает с образованием НСl и NaHSO4.

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

При более высокой температуре протекает вторая стадия реакции:

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

Но аналогичным способом нельзя получить HBr и HI, т.к. их соединения с металлами при взаимодействии с концентрировавной серной кислотой окисляются, т.к. I- и Br- являются сильными восстановителями.

2NaBr-1+2H2S+6O4(к)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2Н2O

Бромоводород и иодоводород получают гидролизом PBr3 и PI3: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3