≡× МЕНЮ

• Публикации
• Вторые блюда
• Отзывы Покупателей
• Финансы и бизнес
• Мода и стиль

Формула аммиака. Гидроксид аммония — водный раствор аммиака. Аммиак, нашатырь и нашатырный спирт — в быту их путают

Аммиак - соединение, являющееся важнейшим источником азота для живых организмов, а также нашедшее применение в различных отраслях промышленности. Что такое аммиак, каковы его свойства? Давайте разберемся.

Что такое аммиак: основные характеристики

Аммиак (нитрид водовода) - соединение азота с водородом, имеющее химическую формулу NH 3 . Форма молекулы напоминает тригональную пирамиду, в вершине которой расположен атом азота.

Аммиак представляет собой газ, не имеющий цвета, но обладающий резким специфическим запахом. Плотность аммиака почти в два раза меньше, чем плотность воздуха. При температуре 15 o C она составляет 0,73 кг/м 3 . Плотность аммиака жидкого в нормальных условиях равна 686 кг/м 3 . Молекулярная масса вещества - 17,2 г/моль. Отличительной особенностью аммиака является его высокая растворимость в воде. Так, при температуре 0 °C ее значение достигает около 1200 объемов в объеме воды, при 20 °C - 700 объемов. Раствор «аммиак - вода» (аммиачная вода) характеризуется слабощелочной реакцией и довольно уникальным свойством по сравнению с другими щелочами: с увеличением концентрации плотность снижается.

Как образуется аммиак?

Что такое аммиак в организме человека? Это конечный продукт азотистого обмена. Большую его часть печень конвертирует в мочевину (карбамид) - менее токсичное вещество.

Аммиак в природных условиях образуется в результате разложения органических соединений, содержащих азот. Для использования в промышленности это вещество получают искусственным путем.

Получение аммиака в промышленных и лабораторных условиях

В промышленных условиях аммиак получают путем каталитического синтеза из азота и водорода:

N 2 + 3H 2 → 2NH3 + Q.

Процесс получения вещества проводят при температуре 500 °C и давлении 350 атм. В качестве катализатора используется Полученный аммиак удаляется охлаждением. Азот и водород, которые не прореагировали, возвращаются на синтез.

В лабораторных условиях аммиак получают в основном путем слабого нагревания смеси, состоящей из хлорида аммония и гашеной извести:

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

Для осушения готовое соединение пропускается через смесь извести и едкого натра. Довольно сухой аммиак можно получить путем растворения в нем металлического натрия и последующей перегонки.

Где используется аммиак?

Нитрид водорода широко применяется в различных отраслях промышленности. Огромные его количества используются для и различных удобрений (мочевина, нитрат аммония и др.), полимеров, синильной кислоты, соды, аммониевых солей и других видов продукции химического производства.

В легкой промышленности свойства аммиака применяют при очистке и окрашивании таких тканей, как шелк, шерсть и хлопок. В сталелитейном производстве он используется для увеличения твердости стали путем насыщения ее поверхностных слоев азотом. В нефтехимической промышленности при помощи нитрида водорода нейтрализуют кислотные отходы.

Благодаря своим термодинамическим свойствам жидкий аммиак используется в качестве хладагента в холодильном оборудовании.

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3.

При взаимодействии с HCl образуется хлорид аммония:

NH 3 + HCl → NH 4 Cl.

Соли аммония представляют собой твердые кристаллические вещества, разлагающиеся в воде и обладающие свойствами, присущими солям металлов. Растворы соединений, образованных в результате взаимодействия аммиака и сильных кислот, имеют слабокислую реакцию.

За счет атомов азота нитрид водорода является активным восстановителем. Восстановительные свойства его проявляются при нагревании. При горении в атмосфере кислорода он образует азот и воду. В присутствии катализаторов взаимодействие с кислородом дает Нитрид водорода имеет способность восстанавливать металлы из оксидов.

Галогены в результате реакции с аммиаком образуют галогениды азота - опасные взрывчатые вещества. При взаимодействии с карбоновыми кислотами и их производными нитрид водорода образует амиды. В реакциях с углем (при 1000 °С) и метаном он дает

С ионами металлов аммиак образует аминокомплексы, или аммиакаты (комплексные соединения), имеющие характерную особенность: атом азота всегда связан с тремя атомами водорода. В результате комплексообразования меняется окраска вещества. Так, к примеру, голубой раствор при добавлении нитрида водорода приобретает интенсивный сине-фиолетовый цвет. Многие из аминокомплексов обладают достаточной устойчивостью. Благодаря этому они могут быть получены в твердом виде.

В жидком аммиаке хорошо растворяются как ионные, так и неполярные неорганические и органические соединения.

Санитарно-гигиенические характеристики

Аммиак относят к четвертому Предельно допустимая максимально-разовая концентрация (ПДК) в воздухе населенных пунктов равна 0,2 мг/м 3 , среднесуточная - 0,04. В воздухе рабочей зоны содержание аммиака не должно быть выше 20 мг/м³. При таких концентрациях запах вещества не ощущается. Фиксироваться человеческим обонянием он начинает при 37 мг/м³. То есть если запах аммиака ощущается, это означает, что допустимые нормы нахождения вещества в воздухе значительно превышены.

Влияние на человеческий организм

Что такое аммиак с точки зрения воздействия на человека? Это токсикант. Его относят к веществам, способным оказывать удушающее и нейротропное действие, ингаляционное отравление которыми может привести к отеку легких и поражению нервной системы.

Аммиачные пары раздражающе воздействуют на кожные покровы, слизистые оболочки глаз и органов дыхания. Концентрация вещества, при которой проявляется раздражение зева, составляет 280 мг на куб. метр, глаз − 490 мг на куб. метр. В зависимости количества нитрида водорода в воздухе могут возникать першение в горле, затрудненность дыхания, приступы кашля, боль в глазах, обильное слезотечение, химический ожог роговицы, потеря зрения. При содержании аммиака 1,5 г на куб. метр в течение часа развивается токсический отек легких. При контакте жидкого аммиака и его растворов (в высоких концентрациях) с кожей возможны покраснения, зуд, жжение, дерматиты. Так как сжиженный нитрид водовода при испарении поглощает тепло, возможны обморожения различной степени.

Симптомы отравления аммиаком

Отравление данным токсикантом может вызывать снижение слухового порога, тошноту, головокружение, головную боль и пр. Возможны изменения в поведении, в частности сильное возбуждение, бред. Проявление симптомов в ряде случаев имеет прерывистый характер. Они могут на некоторое время прекращаться, а потом возобновляться с новой силой.

Учитывая все возможные последствия воздействия аммиака, очень важно соблюдать меры предосторожности при работе с данным веществом и не допускать превышения его концентрации в воздушной среде.

Аммиак вызывает раздражение экстерорецепторов кожи и высвобождение таких биологически активных веществ, как гистамина, кининов, простагландинов. В спинном мозге аммиак способствует либерации противоболевых пептидов (энкефалинов и эндорфинов), которые блокируют идущий из патологического очага поток болевых импульсов. При вдыхании аммиак оказывает действие на рецепторы, расположенные верхних дыхательных путях (ими являются окончания тройничного нерва) и рефлекторно возбуждает центр дыхания. При высоких концентрациях аммиак способен рыхло коагулировать белки микробной клетки. Аммиак при любом способе введения быстро выводится из организма, в основном бронхиальными железами и легкими. Рефлекторно действует на сосудистый тонус и работу сердца. В месте аппликации аммиак расширяет сосуды, улучшает регенерацию и трофику и тканей, отток метаболитов. Такие же эффекты путем кожно-висцеральных рефлексов (без участия головного мозга) оказывает в сегментарно располагающихся мышцах и внутренних органах, способствуя восстановлению функций и нарушенных структур. Аммиак подавляет доминантный очаг возбуждения, который поддерживает патологический процесс, снижает боль, напряжения мышц, сосудистые спазмы. При длительном контакте на коже и слизистых оболочках раздражающее действие аммиака может перейти в прижигающее (вызывается коагуляция белков) с появлением отечности, гиперемии и болезненности. Прием внутрь аммиака в небольших дозах увеличивает секрецию желез, рефлекторно возбуждает рвотный центр и, соответственно, вызывает рвоту. Аммиак активирует в дыхательных путях мерцательный эпителий.

Показания

Ингаляционно: обморочные состояния (вызывает возбуждение дыхания); внутрь: для стимуляции рвоты и как отхаркивающее средство; наружно - миозиты, невралгии, обработка рук хирурга, укусы насекомых.

Способы применения аммиака и дозы

Аммиак используется местно, внутрь, ингаляционно в виде 10% водного раствора (нашатырный спирт). Для возбуждения дыхания и выведения больного из обморочных состояний осторожно подносят небольшой кусок марли или ваты, которые смочены нашатырным спиртом, к носовым отверстиям пациента (на 0,5–1 секунду) или используют ампулу с оплеткой. Внутрь использовать только в разведении - по 5–10 капель на 100 мл воды для провоцирования рвоты. При укусах насекомых - в виде примочек; при невралгиях и миозитах - растирания аммиачным линиментом. В хирургической практике разводят - 25 мл в 5 литрах теплой кипяченой воды и моют руки.
При пропуске очередного использования (наружно) аммиака применить, как вспомните, следующий раз – через установленное врачом время от последнего раза.
Прием внутрь неразведенного аммиака вызывает ожоги желудка, пищевода, глотки, ротовой полости.

Противопоказания и ограничения к применению

Повышенная чувствительность к аммиаку; для наружного использования еще и заболевания кожи (дерматит, экзема, нейродерматоз, пиодермии и прочие). С осторожность использовать аммиак при беременности, в периоде лактации, в детском (до 12 лет) возрасте.

Применение при беременности и кормлении грудью

Использовать аммиак с осторожность при беременности и в период лактации.

Побочные действия аммиака

Ожоги кожи и слизистых; рефлекторная остановка дыхания (при вдыхании в высокой концентрации).

Взаимодействие аммиака с другими веществами.

Аммиак нейтрализует кислоты.

Передозировка

При передозировке аммиаком внутрь возникают боль в животе, рвота с запахом аммиака, диарея, тенезмы (позывы к дефекации без нее), возбуждение, судороги, возможна смерть; ингаляционно - насморк, кашель, отек гортани, остановка дыхания, возможна смерть; при наружном использовании в высоких дозировках появляются ожоги. При появлении таких симптомов необходим вызов врача и срочная госпитализация для проведения лечения.

Торговые названия с действующим веществом аммиак

Аммиак Аммиак раствор Аммиак раствор 10 % Аммиак буфус

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

Аммиак

АММИА́К -а; м. [франц. ammoniaque]. Бесцветный газ с резким неприятным запахом, представляющий собой соединение азота с водородом и образующий при растворении в воде нашатырный спирт (применяется для производства удобрений, в холодильных установках и т.п.). ● От греческого названия нашатыря (hals ammōniakos), который получали в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне.

◁ Аммиа́чный, -ая, -ое. А-ые соединения. А. запах. А-ая селитра.

аммиа́к

(от греч. háls ammōniakós - нашатырь), NH 3 , бесцветный газ с резким удушающим запахом; плотность жидкости 0,681 г/см 3 (–33,35ºC), t пл –77,7ºC, t кип 33,35ºC; при давлении 0,9 МПа сжижается при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде; водный раствор - нашатырный спирт. Получают каталитическим синтезом из азота и водорода под давлением. Применяют в производстве азотной кислоты и удобрений (4 / 5 производимого аммиака), аммониевых солей, синильной кислоты, соды. Жидкий аммиак - хладагент, высококонцентрированное удобрение. Взрывоопасен. Токсичен.

АММИАК

АММИА́К (от греч. hals ammoniakos - амонова соль, нашатырь, который получали около храма бога Амона (см. АМОН) в Египте), NH 3 , бесцветный газ с резким запахом. Молекула имеет форму правильной пирамиды. Связи N-H полярны. Молярная масса 17 г/моль. Плотность 0,639 г/дм 3 . Температура кипения –33,35 °C, температура плавления –77,7 °C. Критическая температура 113 °C, критическое давление 11,425 кПа. Теплота испарения 23,27 кДж/моль, теплота плавления 5,86 кДж/моль.
Получение
Впервые чистый аммиак был получен в 1774 Дж. Пристли (см. ПРИСТЛИ Джозеф) . Промышленную технологию получения аммиака разработали и осуществили в 1913 немцы Ф. Габер (см. ГАБЕР Фриц) и К. Бош (см. БОШ Карл) , получившие за свои исследования Нобелевские премии.
В промышленности аммиак получают в стальных колоннах синтеза, наполненных катализатором - пористым железом. Через колонну под давлением 30 МПа и при температуре 420-500 °C пропускают смесь азота и водорода. (см. ВОДОРОД) Так как реакция
3Н 2 + N 2 = 2NH 3 + 104 кДж
обратима, при однократном проходе газовой смеси через колонну в аммиак превращается не более 15-25% исходных веществ. Для полного превращения необходима многократная циркуляция, которую осуществляют с помощью компрессора. В цикл непрерывно вводят свежую газовую смесь взамен использованной на образование аммиака.
В лаборатории газообразный аммиак получают нагреванием аммиачной воды или твердой смеси NH 4 Сl и Сa(OH) 2:
2NH 4 Сl + Сa(OH) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 О
Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.
Физические и химические свойства
Хорошо растворим в воде (700 объемов NH 3 в 1 объеме воды при комнатной температуре). Максимальная массовая концентрация (%) аммиака в водном растворе 42,8 (0 °C), 33,1 (20 °C), 23,4 (40 °C). Плотность водных растворов аммиака (кг/дм 3): 0,97 (8% по массе), 0,947 (16%), 0,889 (32 %). Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, ее концентрация 25%. В водном растворе аммиак частично ионизирован, что обусловливает щелочную реакцию раствора:
NH 3 + Н 2 О = NH 4 + + ОН –
На самом деле молекул NH 4 ОН в растворе не существует. Атом N в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную пару. Он не может быть соединен с атомами кислорода и водорода пятью полярными ковалентными (см. КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ) связями. Имеется в виду гидратированный аммиак, NН 3 ·Н 2 О.
Аммиак проявляет свойства основания (основания Бренстедта (см. БРЕНСТЕД Иоханнес Николаус) ). В кислой среде молекула NH 3 присоединяет ион Н + , образуется ион аммония NH 4 + . Реагируя с кислотами, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония:
NH 3 + HCl = NH 4 Cl
Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. Растворы солей, образованные аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.
Смесь аммиака и воздуха взрывоопасна. Но горит аммиак только в чистом кислороде (см. КИСЛОРОД) бледным зеленым пламенем:
4NH 3 + 3О 2 = 2N 2 + 6Н 2 О,
применение платинового катализатора, образуется оксид азота (II) NО:
4NH 3 + 5О 2 = 4NО + 6Н 2 О
Аммиак обладает восстановительными свойствами:
2NH 3 + Fe 2 O 3 = 2Fe + N 2 + 3H 2 O
При определенных условиях аммиак реагирует с галогенами (см. ГАЛОГЕНЫ) . Щелочные и щелочно-земельные металлы реагируют с жидким и газообразным аммиаком, давая амиды (см. АМИДЫ КИСЛОТ) . При нагревании в Атмосфере аммиака многие металлы и неметаллы (Zn, Cd, Fe, Cr, B, Si и другие) образуют нитриды (см. НИТРИДЫ) . Жидкий аммиак взаимодействует с серой (см. СЕРА) :
10S + 4 NH 3 = 6 Н 2 S + N 4 S 4
При 1000 °C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород.
Применение
В промышленности аммиак используют при получении азотной кислоты HNO 3 , в производстве азотных минеральных удобрений, в качестве хладагента. Аммиачная вода является азотным удобрением. Нашатырный спирт используют в медицине.
Физиологическое действие
Аммиак ядовит, ПДК 20 мг/м 3 . Жидкий аммиак вызывает сильные ожоги. При содержании в воздухе 0,5% по объему аммиак сильно раздражает слизистые оболочки. При остром отравлении поражаются глаза и дыхательные пути. При хроническом отравлении - расстройство пищеварения, катар верхних дыхательных путей, ослабление слуха.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "аммиак" в других словарях:

Общие Химическая формул … Википедия

Бесцветный газ с едким запахом = по объему 1 части азота и 3 частям водорода; при 40° обращается в жидкость, при 80° затвердевает; образуется при гниении, добывается при нагревании нашатыря с гашеной известью. Раствор его в воде называется… … Словарь иностранных слов русского языка

АММИАК - АММИАК, SiH3, химическое соединение, встречающееся в небольших количествах в воздухе, в атмосферных осадках, в речной и морской воде и в почве. Аммиак бесцветный газ с острым колющим запахом, раздражающий слизистые оболочки; уд. вес при 0° и… … Большая медицинская энциклопедия

- (от греч. hals ammoniakos нашатырь) NH3, бесцветный газ с резким удушливым запахом; плотность 0,681 г/см³ (33,35 .С), tпл 77,7 .С, tкип 33,35 .С; при давлении 0,9 МПа сжижается при комнатной температуре. Хорошо растворим в воде; водный… … Большой Энциклопедический словарь

АММИАК, АММОНИАК муж. летучая щелочь, нашатырная щелочь, состоящая из азота и водорода; известна как составная часть нашатыря и спирта его. Аммиаковый, аммиачный, нашатырный. Толковый словарь Даля. В.И. Даль. 1863 1866 … Толковый словарь Даля

Действующее вещество ›› Аммиак (Ammonia) Латинское название Ammonium АТХ: ›› R07AB Стимуляторы дыхательного центра Фармакологические группы: Стимуляторы дыхания ›› Местнораздражающие средства ›› Антисептики и дезинфицирующие средства… … Словарь медицинских препаратов

Или аммониак бесцветный газ с чрезвычайно острым,характерным, вызывающим слезы запахом, состоящий из 1 объема азота и 3объемов водорода, а потому отвечающий формуле NH3. Аммиак был открытПристлеем и назван им щелочным воздухом или газом. В чистом …

Прямо соединяется со всеми кислотами с образованием солейаммония, зачастую называемых также аммиачными солями. С ангидридамикислот он соединяется, образуя амиды и аминовые кислоты. Некоторые соливступают в соединение с аммиаком, напр. хлористое… … Энциклопедия Брокгауза и Ефрона

аммиак - а, м. ammoniaque m. <Слово> аммиак, представляет собой искусственное образование химика Я. Д. Захарова в результате сокращения слова аммониак в 1801 г., заимствованного в 1799 г. из фр. яз. ЭС. 1. Бесцветный газ с едким запахом, состоящий… … Исторический словарь галлицизмов русского языка

Аммиак - АММИАК, NH3, газ с резким запахом, tкип 33,35°С. Применяют аммиак в производстве азотной кислоты, удобрений, уротропина, как хладагент; водные растворы (нашатырный спирт) жидкое удобрение, их используют также для аммонизации кормов, в… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

- (NH3), бесцветный, негорючий газ, с едким запахом, состоящий из азота и водорода. Используется для производства азотистых удобрений. Газ очень хорошо растворяется в воде с образованием щелочного раствора гидроксида аммония (NH4OH), из которого… … Научно-технический энциклопедический словарь

Книги

• Аммиак как альфа и омега обмена азотистых веществ в растении , Д.Н. Прянишников. Воспроизведено в оригинальной авторской орфографии издания 1916 года (издательство`Москва`). В…

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:

1. Химическая промышленность. Его используют в производстве удобрений, полимеров, азотной кислоты, взрывчатых веществ, в качестве растворителя (жидкий аммиак).
2. 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.
3. 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.
4. 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:

1. При нормальных условиях является газом.
2. Бесцветный.
3. Имеет резкий запах.
4. Ядовит и очень токсичен.
5. Очень хорошо растворим в воде (один объем воды на семьсот объемов аммиака) и ряде органических веществ.
6. Температура плавления составляет -80 °С.
7. Температура кипения - около -36 °С.
8. Является взрывоопасным и горючим веществом.
9. Примерно вдвое легче воздуха.
10. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, соответственно, он легкоплавкий и непрочный.
11. Молярная масса аммиака равна 17 грамм/моль.
12. 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:

1. Соли аммония. Они образуются в результате реакций аммиака с кислотами и разлагаются при нагревании.
2. Амиды. Это соли, которые получают, действуя на щелочные металлы аммиаком.
3. Гидразин. Это вещество, которое получают в результате окисления аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина.
4. Амины. Аммиак взаимодействует с галогеноалканами в качестве реакции присоединения, образуя соли.
5. 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:

1. Он присутствует в виде бесцветного газа с неприятным резким запахом в нормальных условиях.
2. 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.
3. 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:

1. Сильный кашель, затруднение дыхания.
2. Жжение в глазах, слезоточивость, болевая реакция на яркий свет.
3. Жжение в полости рта и носоглотке.
4. Головокружение, головная боль.
5. Боли в животе, рвота.
6. Снижение слухового порога.
7. 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.