Аммиак: формула, свойства и применение¶

Аммиак (химическая формула — NH₃) — это бинарное неорганическое соединение азота с водородом, представляющее собой при нормальных условиях бесцветный газ с резким характерным запахом. Относится к классу гидридов неметаллов и является одним из важнейших продуктов химической промышленности, используемым в производстве удобрений, азотной кислоты, взрывчатых веществ и множества других соединений.

¶История открытия

Аммиак был впервые получен в газообразном виде в 1774 году английским химиком Джозефом Пристли, который нагревал хлорид аммония с гашеной известью. Однако состав вещества долгое время оставался неясным. В 1785 году французский химик Клод Луи Бертолле определил элементарный состав аммиака, разложив его на азот и водород. Современное название происходит от латинского слова sal ammoniacus (нашатырь), которым в древности называли хлорид аммония, добывавшийся в оазисе Аммон в Ливийской пустыне.

Промышленный синтез аммиака из азота и водорода был разработан немецкими химиками Фрицем Габером и Карлом Бошем в 1908–1913 годах. Процесс Габера — Боша стал основой современной азотной промышленности и позволил решить проблему азотного голодания почв, за что Габер получил Нобелевскую премию по химии в 1918 году.

¶Физические свойства

Аммиак — легкий газ (плотность 0,771 кг/м³ при нормальных условиях), почти вдвое легче воздуха. Температура кипения составляет −33,34 °C, температура плавления — −77,73 °C. При охлаждении до −33 °C или при повышенном давлении (около 10 атм при комнатной температуре) аммиак конденсируется в бесцветную жидкость с высокой теплотой парообразования (1370 кДж/кг), что делает его эффективным хладагентом.

Аммиак чрезвычайно хорошо растворим в воде: при 0 °C в одном объеме воды растворяется до 1200 объемов газа, при 20 °C — около 700 объемов. Водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт (обычно 10%-ный раствор) или аммиачная вода. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине и тремя атомами водорода в основании; валентный угол H−N−H составляет около 107°.

¶Химические свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, что определяет его основные и нуклеофильные свойства. Степень окисления азота в аммиаке равна −3 (минимальная), поэтому аммиак проявляет восстановительные свойства.

Основные химические реакции аммиака:

Взаимодействие с водой: NH₃ + H₂O ⇄ NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH⁻. Раствор имеет щелочную реакцию; образующийся гидроксид аммония — слабое основание.
Взаимодействие с кислотами: с хлороводородной кислотой образует хлорид аммония (NH₃ + HCl → NH₄Cl), с азотной — нитрат аммония, с серной — сульфат аммония.
Горение: в чистом кислороде аммиак сгорает с образованием азота и воды (4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O); в присутствии катализаторов (платина, оксиды железа) окисляется до оксида азота(II): 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O.
Реакция с галогенами: хлор окисляет аммиак до азота; с бромом и йодом образуются взрывчатые соединения (например, нитрид йода NI₃).
Комплексообразование: аммиак выступает лигандом, образуя аммиакаты — комплексные соединения переходных металлов, например [Cu(NH₃)₄]SO₄ (ярко-синий раствор) и [Ag(NH₃)₂]OH (реактив Толленса).
Окисление оксидами металлов: восстанавливает оксид меди(II) до свободной меди при нагревании.

¶Получение

¶Промышленный способ (процесс Габера — Боша)

В промышленности аммиак получают синтезом из азота и водорода под давлением 15–30 МПа при температуре 400–500 °C в присутствии катализатора (губчатое железо с добавками оксидов калия, алюминия и кальция):

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q

Реакция обратима и экзотермична. Согласно принципу Ле Шателье, выход продукта увеличивается при повышении давления и понижении температуры, однако низкие температуры замедляют реакцию, поэтому процесс ведут при компромиссной температуре с использованием катализатора. Азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха, водород — конверсией природного газа (метана) с водяным паром.

¶Лабораторные способы

В лабораторных условиях аммиак получают нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью:

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

Другой способ — разложение гидроксида аммония при нагревании или действие щелочей на соли аммония. Газ осушают пропусканием через твердую щелочь (оксид кальция или едкий натр), так как хлорид кальция и концентрированная серная кислота с ним реагируют.

¶Применение

Аммиак — один из крупнейших по объему производства продуктов химической промышленности (мировое производство превышает 180 миллионов тонн в год). Основные области применения:

Производство азотных удобрений (около 80 % производимого аммиака): карбамид (мочевина), аммиачная селитра (нитрат аммония), сульфат аммония, жидкие азотные удобрения — прямой аммиак и аммиачная вода.
Производство азотной кислоты методом окислительного обжига аммиака (процесс Оствальда) с последующим поглощением оксидов азота водой.
Холодильная техника: аммиак используется в промышленных холодильных установках как хладагент (обозначение R-717) благодаря высокой теплоте парообразования, низкой стоимости и нулевому озоноразрушающему потенциалу.
Производство взрывчатых веществ: нитрат аммония — основа аммонитов и аммоналов; смеси аммиака с воздухом взрывоопасны.
Химическая промышленность: сырье для производства соды по аммиачно-хлоридному методу (процесс Сольве), полимеров (капрон, нейлон), синильной кислоты, гидроксиламина, гидразина.
Медицина: нашатырный спирт используется как стимулятор дыхания при обмороках (рефлекторное действие) и антисептическое средство.
Сельское хозяйство: водный раствор аммиака применяется для обработки почв и подкормки растений.
Металлургия: аммиак используют в цементации стали (азотировании) для повышения твердости поверхности.
Бытовая химия: аммиачная вода входит в состав чистящих средств для стекол и удаления пятен.

¶Биологическая роль и токсичность

Аммиак образуется в живых организмах при катаболизме аминокислот и других азотистых соединений. У большинства наземных животных он быстро превращается в мочевину (орнитиновый цикл в печени) или мочевую кислоту для выведения из организма. У водных животных аммиак выделяется непосредственно в воду. В почве аммиак образуется при разложении органических веществ и усваивается растениями как источник азота.

Аммиак токсичен. Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны составляет 20 мг/м³, в атмосферном воздухе населенных пунктов — 0,2 мг/м³. При вдыхании высоких концентраций вызывает ожоги дыхательных путей, отек легких, поражение нервной системы. Жидкий аммиак при попадании на кожу вызывает обморожение и химические ожоги. Аммиак — горючий газ, его смеси с воздухом (15–28 % по объему) взрывоопасны. При утечках аммиак обнаруживают по характерному резкому запаху (порог восприятия — около 5 мг/м³) и смачиванием фильтровальной бумаги индикаторами.

¶Интересные факты

Аммиак обнаружен в атмосфере Юпитера, Сатурна и других планет-гигантов, а также в межзвездном пространстве.
Нашатырь (хлорид аммония) был известен еще в Древнем Египте; его использовали при пайке металлов и в качестве нюхательной соли.
Первый синтез аммиака из элементов осуществил в 1795 году французский химик Жак Луи Давид де Монтескью, пропуская электрические искры через смесь азота и водорода.
Процесс Габера — Боша стал причиной «зеленой революции» XX века: по оценкам, около половины азота в тканях современного человечества происходит из синтетического аммиака.
В 2020-х годах аммиак рассматривается как перспективное экологичное топливо для судовых двигателей и энергетических установок, поскольку при его сжигании не образуется углекислый газ.

¶Источники

Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1973.
Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. — М.: Мир, 1969.
Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
Химическая энциклопедия: в 5 т. — М.: Советская энциклопедия, 1988.
Лидин Р. А., Молочко В. А., Андреева Л. Л. Химические свойства неорганических веществ. — М.: Химия, 1997.