Какие вещества применяют для осушения аммиака. Получение аммиака в промышленности

16.10.2019 -

И азота, имеющее структурную (электронную) формулу NH3. Этот газ не имеет цвета, отличается чрезвычайно едким, специфическим запахом. Вещество является важнейшим продуктом химического производства, каждый год количество вырабатываемого нитрида водорода достигает 180 млн тонн.

Характеристика и физические свойства газа

Многие путают аммиак и нашатырный спирт, но эти вещества имеют качественное отличие в изначальном состоянии. Первый - это бесцветный газ, переходящий в жидкость при температуре ниже -33 °C, второй - это раствор. Они также различаются и сферой применения. Аммиак чаще используют в промышленности, нашатырный спирт - в медицине и быту.

Связь молекул нитрида водорода содержит треугольную пирамиду, вершиной которой является атом азота. Благодаря своей специфической структуре и высокой полярности аммиак быстро растворяется в воде. Его плотность равняется 0.7723 г/см³. Этот газ более лёгкий, чем воздух. Молярная масса аммиака составляет 17 г/моль, у второго - 29 г/моль.

Вещество легко трансформируется в бесцветную жидкость, которая сильно преломляет солнечные лучи. В больших дозах вещество очень токсично , но при малых оказывает возбуждающее и раздражающее воздействие.

Есть множество сфер, где используется аммиак.

Газ применяется как удобрение, из него формируют азотную кислоту и соду. Обработанные бутоны начинают ярко благоухать. Пары аммиака изменяют оттенки самих цветов.
Используется как основа для образования спирта (раствор аммиака), который применяется в, косметологии, а также в качестве удобрения.
При наружном использовании вещество улучшает восстановление клеток и расширяет сосуды. Оно снижает напряжение мышечных волокон и убирает спазмы, подавляя очаги нервного возбуждения. Небольшие дозы стимулируют достаточную секрецию желёз.
Аммиак используется в качестве хладагента (вещества, отнимающего тепло) в промышленных или бытовых организациях.
Этот бесцветный газ эффективен при строительстве, изготовлении взрывчатки.

Своё название вещество получило от оазиса Аммона, который находится в Северной Африке. Аммиак является продуктом разложения мочевины , которая очень быстро отдаёт составные компоненты в жаркой среде. По другой версии, происхождение термина можно совместить с ритуалом древних египтян в честь бога Амона, в котором нужно было нюхать нашатырь.

Наблюдает сильный прирост в потребности этого вещества. Сегодня он на 30 млн тонн выше, чем 30 лет назад. На лидирующие позиции по добыче аммиака вышла Россия.

Транспортировка производится при помощи специальных цистерн, которые изготавливаются из надёжного сплава, так как аммиак способен расщеплять множество металлов. Перевозчикам необходимо отрегулировать температуру и давление в ёмкости. Поэтому при покупке этого газа приходится задумываться о приобретении специализированного прицепа.

Влияние вещества на организм

Аммиак оказывает очень сильное воздействие на человеческий организм. Некоторые люди смутно представляют, какой опасности могут подвергнуться, если станут применять вещество бездумно. Этот бесцветный газ относят к 4 разряду экологической опасности. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в атмосфере колеблется в границах 20 мг/м3.

При скоплениях, не превышающих нормы ПДК в 20 мг/м³, человек не ощущает резкого запаха аммиака в атмосфере. При 37 мг/м³ обоняние фиксирует пары ядовитого токсина. Если запах газа ощущается, значит, допустимая норма превышена .

Аммиак оказывает тяжёлый удушающий и нейротропный (поражающий нервные клетки) эффект. Ингаляционное отравление приводит к глобальному отеку лёгких и дисфункции многих систем.
Токсичность газа негативно сказывается на коже, слизистых и дыхании. Человек, находящийся в зоне поражения, испытывает першение в горле, сильный приступ кашля, максимальную затруднённость дыхания, а также боль в глазах и слезотечение. При предельных концентрациях возможен отёк лёгких.
Отравление аммиачными парами вызывает глухоту , рвоту, тяжёлые головные боли и сильное головокружение. Могут наблюдаться отклонения в поведении, маниакальное возбуждение и бред. Эти симптому имеют особенность повторяться через некоторое время, если не провести соответствующей терапии. Особо важно не допускать превышения максимума этого токсина в помещениях.

Продолжительное действие вещества на организм влечёт некробиотические (омертвение клеток) или воспалительные процессы. Нашатырный спирт обладает качествами токсина, его неправильное применение провоцирует остановку дыхания . Перед использованием следует внимательно прочесть инструкцию или пройти консультацию со специалистом. При попадании вещества на слизистую или роговицу глаза поражённые участки промывают достаточным количеством воды.

Получение аммиака и его производных

В промышленности вещество добывают во время реакции взаимодействия между водородом (H) и азотом (N2). Процесс получения (синтеза) разработал немецкий физик по фамилии Габер. Эта реакция стимулирует выделение тепла и снижение количества объёма.

Чтобы достичь лучших результатов, необходимо извлекать аммиак при достаточно низких температурах и предельном давлении. Для получения этого газа в лабораториях применяют воздействие тяжёлых щелочей на соли аммония. При сгорании учитывается его высокая термическая сопротивляемость, поэтому при реакции поддерживают достаточное количество кислорода.

Равновесное состояние достигается при помощи катализатора Fe с примесями оксидами алюминия и калия. Выход газа при температуре 500 °C и давлении 350 атм. Составляет 30%.
Собирание вещества производится методом вытеснения воздуха из колбы, укреплённой дном кверху.
Каталитическое окисление аммиака приводит к образованию оксида азота (NO) и воды (H2O). Такая реакция призвана сократить потери энергии при получении вещества.
NH3 степень окисления атомов азота равняется 3. Эта вспомогательная величина облегчает учёт переноса электронов.
Чтобы получить азоимид (H3N), бесцветную и взрывоопасную кислоту, используют воздействие NaN3 на NaNH2. Вещество чрезвычайно токсично и сходно с цианидами.
В промышленности используют азотистую кислоту, имеющую формулу HNO3. Она применяется в производстве удобрений, красителей, лекарств, а также в военном деле.
При горении, реакции с кислородом (O2), аммиак образует азот и обыкновенную воду, температура его кипения составляет - 33,4 °С.
При взаимодействии оксида меди (CuO) и аммиака начинается выделение металла, азота и воды.
Диссоциация аммиачного раствора происходит при нагревании до 600 - 650 °C. В процессе обязательно участвует специфический катализатор. Чтобы рассчитать константу диссоциации, используют химическое уравнение.

Вещество повседневно используется в химической промышленности и медицине. Оно относится к 4-му классу опасности, поэтому требует соблюдения максимальных мер предосторожности при работе с ним.

АММИАК [сокращенно от греческого?μμωνιακ?ς; латинский sal ammoniacus; так назывался нашатырь (хлорид аммония), который получали путём сжигания верблюжьего навоза в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне], простейшее химическое соединение азота с водородом, NH 3 ; многотоннажный продукт химической промышленности.

Свойства . Молекула NH 3 имеет форму правильной пирамиды с атомом азота в вершине; связи N—Н полярны, энергия связи N—Н 389,4 кДж/моль. У атома N имеется неподелённая пара электронов, которая обусловливает способность аммиака к образованию донорно-акцепторной и водородной связей. Молекула NH 3 способна к инверсии - «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды.

Аммиак - бесцветный газ с резким запахом; t пл -77,7°С; t кип -33,35°С; плотность газообразного NH 3 (при 0°С, 0,1 МПа) 0,7714 кг/м 3 ; теплота образования аммиака из элементов ΔН обр -45,94 кДж/моль. Сухая смесь аммиака с воздухом (15,5-28% по массе NH 3) способна взрываться. Жидкий NH 3 - бесцветная, сильно преломляющая свет жидкость, хороший растворитель для многих органических и неорганических соединений. Аммиак легко растворим в воде (33,1% по массе при 20°С), несколько хуже в спирте, ацетоне, бензоле, хлороформе. Раствор аммиака в воде аммиачная вода - бесцветная жидкость с запахом аммиака; раствор, содержащий 10% по массе NH 3 , имеет торговое название нашатырный спирт. В водном растворе аммиака частично ионизирован на NH + 4 и ОН - , что обусловливает щелочную реакцию раствора (рК 9,247).

Разложение аммиака на водород и азот становится заметным при температуре выше 1200°С, в присутствии катализаторов (Fe, Ni) - выше 400°С. Аммиак весьма реакционно-способное соединение. Для него типичны реакции присоединения, в частности протона при взаимодействии с кислотами. В результате образуются соли аммония, которые по многим свойствам подобны солям щелочных металлов. Аммиак - основание Льюиса, присоединяет не только Н + , но и другие акцепторы электронов, например BF 3 с образованием BF 3 ?NH 3 . Действием NH 3 на простые или комплексные соли металлов получают аммиакаты, например цис-. Для аммиака характерны также реакции замещения. Щелочные и щёлочноземельные металлы образуют с NH 3 амиды (например, NaNH 2). При нагревании в атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, В, Si и др.) образуют нитриды (например, BN). При температуре около 1000°С NH 3 реагирует с углеродом, образуя циановодород HCN и частично разлагаясь на N 2 и Н 2 . Образует с СО 2 карбамат аммония NH 2 COONH 4 , который при температуре 160-200°С и давлении до 40 МПа распадается на воду и мочевину. Водород в аммиаке может быть замещён галогенами. Аммиак горит в атмосфере О 2 , образуя воду и N 2 . Каталитическим окислением аммиака (катализатор Pt) получают NO (реакцию используют в производстве азотной кислоты), окислением аммиака в смеси с метаном - HCN.

Получение и применение . В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих соединений. В 1774 Дж. Пристли впервые собрал в ртутной ванне аммиак, образующийся при действии извести на хлорид аммония. Старейший промышленный способ получения NH 3 - выделение аммиака из отходящих газов при коксовании угля.

Основной современный способ получения аммиака - синтез его из азота и водорода, предложенный в 1908 Ф. Габером. Синтез аммиака в промышленности осуществляют по реакции N 2 + ЗН 2 →←2NH 3 . Сдвигу равновесия вправо способствуют повышение давления и понижение температуры. Процесс проводят при давлении около 30 МПа и температуре 450-500°С в присутствии катализатора - Fe, активированного оксидами К 2 О, Al 2 О 3 , СаО и др. При однократном прохождении через массу катализатора возможно превращение в аммиак лишь 20-25% исходной газовой смеси; для полного превращения необходима многократная циркуляция. Основное сырьё для получения Н 2 в производстве аммиака - природный горючий газ, перерабатываемый методом двухступенчатой парогазовой конверсии метана.

Производство аммиака включает следующие стадии: очистку природного газа от сернистых соединений каталитическим гидрированием их до Н 2 S с последующим поглощением аммиака ZnO; паровую конверсию природного газа под давлением 3.8 МПа при температуре 860°С на катализаторе Ni-Al в трубчатой печи (первичный риформинг); паровоздушную конверсию остаточного метана в шахтном конвертере (вторичный риформинг) при 990-1000°С и 3,3 МПа на катализаторе Ni-Al; на этом этапе водород обогащается азотом из атмосферного воздуха для получения смеси азота с водородом (соотношение по объёму 1:3), поступающей на синтез NH 3 ; конверсию СО до СО 2 и Н 2 сначала при 450°С и 3,1 МПа на катализаторе Fe-Cr, затем при 200-260°С и 3,0 МПа на катализаторе Zn-Cr-Сu; очистку Н 2 от СО 2 абсорбцией раствором моноэтаноламина или горячим раствором К 2 СО 3 при 2,8 МПа; очистку смеси Н 2 и N 2 путём гидрирования от остаточных СО и СО 2 в присутствии катализатора Ni-Al при 280°С и 2,6 МПа; компримирование (сжатие) очищенного газа до 15-30 МПа и синтез аммиака на железном промотированном катализаторе при 400-500°С в реакторе синтеза с насадкой с радиальным или аксиальным ходом газа. Поставляемый в промышленность жидкий аммиак содержит не менее 99,96% по массе NH 3 . В аммиак, транспортируемый по трубопроводу, добавляется до 0,2-0,4% Н 2 О для ингибирования коррозии стали.

Аммиак применяют в производстве азотной кислоты, мочевины, солей аммония, аммофоса, уротропина, соды (по аммиачному методу), как жидкое удобрение, в качестве хладагента и пр. Пучок молекул NH 3 был использован в качестве рабочего вещества в первом квантовом генераторе - мазере (1954).

Аммиак токсичен. При содержании в воздухе 0,02% аммиака по объёму раздражает слизистые оболочки. Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги кожи.

Мировое производство аммиака (в пересчёте на N) около 125,7 миллион тонн/год (2001), в том числе в Российской Федерации - 11 миллион т/год.

Лит.: Теплофизические свойства аммиака. М., 1978; Синтез аммиака. М., 1982.

А. И. Михайличенко, Л. Д. Кузнецов.

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)

Применение аммиака безводного сжиженного

Безводный сжиженный аммиак (нитрит водорода) является бесцветной прозрачной жидкостью. Он токсичен и обладает хорошей растворимостью в воде.

Аммиак получают путем каталитического синтеза азота и водорода. Он обладает токсичными свойствами, может вызвать ожоги, по ГОСТ 6221-90 имеет IV класс опасности.

Нитрит водорода – трудногорючее вещество, но при смеси с воздухом является взрывоопасным, особенно в закрытых пространствах.

Так же взрывоопасные смеси могут образовываться при взаимодействии нитрита водорода с кальцием, бромом, окисью серебра, хлором, йодом, ртутью и некоторыми другими элементами.

Контакт аммиака с ртутью, хлором, йодом, бромом, кальцием, окисью серебра и некоторыми другими химическими веществами может привести к образованию взрывчатых соединений.

Нитриту водорода свойственны коррозионные функции:

Контакт с цинком, медью (ускоряется при наличии воды); растворение резины; различные виды стали подвержены растрескиванию при наличии кислорода, если в их составе воды менее 0,2%.

Области применения аммиака:

Сельское хозяйство.

Из него изготавливаются удобрения (мочевина, аммиачная селитра, сложные удобрения), азотную кислоту и другие азотосодержащие соединения.

При внесении этих удобрений в необходимом количестве урожайность сельскохозяйственных культур может значительно повышаться (от 8 до 60 %).

Преимуществами его применения являются:

Дешевизна; эффективность; возможность внесения удобрений осенью, под следующий урожай; механизация процессов доставки и внесения удобрений в почву. Холодильная отрасль.

Аммиак используется в качестве холодильного агента. В настоящее время происходит модернизация холодильной отрасли, разрабатываются новые схемы, изыскиваются пути снижения аммиакоемкости уже имеющихся установок.

Проектируются системы автоматического контроля и защиты всего холодильного оборудования, и находятся способы снижения вредных выбросов в случае разгерметизации холодильных устройств.

Металлургия.

Чаще всего используют при создании защитных сред (атмосфер). .

Химическое производство.

Азотная кислота, изготовленная из нитрита водорода, применяется для создания красителей, искусственных волокон, взрывчатых веществ и пластмасс.

Медицина.

В медицине широко используется нашатырный спирт на 10% состоящий из аммиака.

Нашатырь дают нюхать при обморочном и полуобморочном состоянии. С его помощью снимаются головные боли, тошнота и другие признаки, характерные для состояния сильного алкогольного опьянения. Протирание мест укуса насекомыми, ослабляет неприятные ощущения и зуд. Быт.

В домашних бытовых условиях так же применяется нашатырный спирт для мытья окон, серебряной и никелированной посуды. Вот, как то так =)..

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.