Аммиак

Аммиак — это бинарное неорганическое соединение, химическая формула NH₃. При нормальных условиях представляет собой бесцветный газ с резким характерным запахом, легче воздуха. Аммиак является одним из важнейших продуктов химической промышленности, широко используется в производстве азотных удобрений, взрывчатых веществ, полимеров, а также в холодильной технике и медицине.

Физические свойства

Аммиак — газ с температурой плавления −77,73 °C и температурой кипения −33,34 °C. Он хорошо растворим в воде: при 0 °C в одном объёме воды растворяется до 1200 объёмов аммиака, при 20 °C — около 700 объёмов. Водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт (гидроксид аммония, NH₃·H₂O). Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине; угол H−N−H составляет 107,8°, что обусловлено наличием неподелённой электронной пары у азота. Аммиак обладает высокой теплотой испарения (1370 кДж/кг), что делает его эффективным хладагентом.

Химические свойства

Аммиак проявляет свойства основания и восстановителя.

Основные свойства

В водном растворе аммиак обратимо присоединяет протон, образуя ион аммония (NH₄⁺): NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ Раствор имеет щелочную реакцию (pH ~11,7 для 1 М раствора). Аммиак реагирует с кислотами с образованием солей аммония, например: NH₃ + HCl → NH₄Cl (хлорид аммония)

Восстановительные свойства

Аммиак способен гореть в кислороде с образованием азота и воды: 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O В присутствии катализатора (платина, родий) аммиак окисляется до оксида азота(II): 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O Эта реакция лежит в основе промышленного производства азотной кислоты (процесс Оствальда).

Аммиак восстанавливает оксиды многих металлов (например, меди, железа) при нагревании: 3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O

Реакции с органическими веществами

Аммиак вступает в реакции алкилирования, ацилирования, присоединения к карбонильным соединениям. С хлорпроизводными алканов образует амины. Реакция с формальдегидом даёт уротропин (гексаметилентетрамин, C₆H₁₂N₄).

Получение

Промышленный способ

Основной промышленный метод — процесс Габера-Боша (синтез из азота и водорода): N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ Реакция обратима, экзотермична, протекает при высоком давлении (15–30 МПа) и температуре 400–500 °C в присутствии железного катализатора с добавками оксидов калия и алюминия. Выход аммиака за один проход составляет 10–20%, поэтому непрореагировавшую смесь рециркулируют. Сырьём служат природный газ (источник водорода) и атмосферный воздух (источник азота). Россия является одним из крупнейших производителей аммиака в мире (около 15% мирового объёма).

Лабораторные способы

В лаборатории аммиак получают:

• нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция (гашёной извести):

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O

• разложением аммиачной селитры (нитрата аммония) при нагревании:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O (побочно образуется аммиак)

• действием щелочей на соли аммония.

Применение

Производство удобрений

Около 80% производимого в мире аммиака используется для получения азотных удобрений: карбамида (мочевины, CO(NH₂)₂), аммиачной селитры (NH₄NO₃), сульфата аммония ((NH₄)₂SO₄), жидких азотных удобрений (КАС — карбамидно-аммиачная смесь). Аммиак вносится непосредственно в почву в виде безводного аммиака или водного раствора.

Химическая промышленность

Аммиак служит сырьём для производства:

• азотной кислоты (HNO₃) — через окисление до NO и последующее поглощение водой;
• соды (метод Сольве);
• взрывчатых веществ (аммониты, аммоналы — смеси аммиачной селитры с горючими компонентами);
• пластмасс и синтетических волокон (капрон, нейлон — через промежуточные продукты, такие как капролактам);
• аминов, нитрилов, гидразина.

Холодильная техника

Аммиак (R717) используется как хладагент в промышленных холодильных установках, на крупных складах, в пищевой промышленности. Его преимущества — высокая холодопроизводительность, низкая стоимость, отсутствие озоноразрушающего действия. Недостаток — токсичность и взрывоопасность при определённых концентрациях.

Медицина и быт

Водный раствор аммиака (нашатырный спирт, 10% раствор) применяется как раздражающее средство для выведения из обморочного состояния, а также для дезинфекции. В быту используется для мытья окон, удаления пятен, чистки ювелирных изделий.

Прочие применения

• В металлургии — для азотирования стали (насыщения поверхностного слоя азотом для повышения твёрдости и коррозионной стойкости).
• В сельском хозяйстве — для обработки кормов (аммиачная вода) и силосования.
• В аналитической химии — как реактив.

Токсикология и безопасность

Аммиак токсичен. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны составляет 20 мг/м³, в атмосферном воздухе — 0,2 мг/м³ (среднесуточная). При концентрации выше 500 мг/м³ аммиак вызывает раздражение слизистых оболочек глаз и дыхательных путей, слезотечение, кашель, удушье. Концентрация 1500–2000 мг/м³ опасна для жизни, может вызвать отёк лёгких. Аммиак с воздухом образует взрывоопасные смеси при содержании 15–28% по объёму. При утечках аммиака необходимо использовать изолирующие противогазы, эвакуировать людей, проводить нейтрализацию распылением воды или слабых кислот.

Экологические аспекты

Аммиак является одним из загрязнителей атмосферы. Он поступает в воздух при неполном сгорании топлива, из сельскохозяйственных источников (испарение из удобрений, животноводческие комплексы). В атмосфере аммиак реагирует с кислотами (серной, азотной), образуя соли аммония, которые входят в состав мелкодисперсных взвешенных частиц (PM2.5). Выпадение аммония с осадками способствует эвтрофикации водоёмов и закислению почв.

Интересные факты

• Аммиак был впервые получен в чистом виде в 1774 году английским химиком Джозефом Пристли, который назвал его «щелочным воздухом».
• Название «аммиак» происходит от латинского sal ammoniacum — «соль Амона» (хлорид аммония, добывавшийся вблизи храма Амона в Египте).
• В космосе аммиак обнаружен в атмосферах Юпитера, Сатурна, Урана и Нептуна, а также в межзвёздных облаках.
• Аммиак рассматривается как потенциальное безуглеродное топливо для судов и энергетики, поскольку при его сгорании не образуется CO₂.

Источники

• Ахметов Н. С. «Общая и неорганическая химия». — М.: Высшая школа, 2001.
• Карапетьянц М. Х., Дракин С. И. «Общая и неорганическая химия». — М.: Химия, 1994.
• «Химическая энциклопедия» / Под ред. И. Л. Кнунянца. — М.: Советская энциклопедия, 1988.
• ГОСТ 12.1.005-88 «Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны».
• Данные Федеральной службы по гидрометеорологии и мониторингу окружающей среды (Росгидромет) по загрязнению атмосферы.