03.com.ua- свободная медицинская энциклопедия. Каждый зарегистрированый участник может редактировать статьи

Аммиак

Материал из 03.com.ua
Перейти к: навигация, поиск

Содержание

Текст заголовка

Аммиа́к — NH3, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика - около 1200 объёмов (при 0°C) или 700 объёмов (при 20°C) в объёме воды. Молекула аммиака имеет вид тетраэдра с атомом азота в вершине. При неспаренных h-электронах атомы азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода. Кроме того, у атома азота есть неподелённая пара электронов.


В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Этим объясняется сравнительно высокая температура кипения и высокая теплота испарения аммиака. Однако прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, поэтому вязкость, например, жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды.

Химические свойства

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH3 + H+ = NH4+

С кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO3 = NH4NO3

Водный раствор аммиака ("нашатырный спирт") имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса

NH3 + H2O = NH4+ + OH-

С галогеноалканами вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):

NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl (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).

Аммиак также является очень слабой кислотой (более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли - амиды.

Аммиак горит в атмосфере кислорода, давая воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты.

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества - галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).

Окислением аммиака гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин.

При 1000°C аммиак реагирует с углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород.

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

Аммиак ядовит. ПДК = 20 мг/м3.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.

Применение

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

Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химический 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 Al2O3 и K2O) 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:

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

Для осушения аммиака его пропускают через смесь извести с едким натром.

Шаблон:Inorganic-compound-stub

<span id="interwiki-hr-fa" />ar:أمونياك bg:Амоняк bs:Amonijak ca:Amoníac cs:Amoniak cy:Amonia da:Ammoniak de:Ammoniak el:Αμμωνία en:Ammonia eo:Amoniako es:Amoníaco et:Ammoniaak eu:Amoniako fa:آمونیاک fi:Ammoniakki fr:Ammoniac he:אמוניה hr:Amonijak hu:Ammónia id:Amonia io:Amoniako it:Ammoniaca ja:アンモニア ku:Ammonîak lt:Amoniakas lv:Amonjaks mk:Амонијак ms:Ammonia nl:Ammoniak nn:Ammoniakk no:Ammoniakk pl:Amoniak pt:Amoníaco ro:Amoniac scn:Ammunìaca sh:Amonijak simple:Ammonia sk:Amoniak sl:Amonijak sr:Амонијак sv:Ammoniak ta:அமோனியா th:แอมโมเนีย tr:Amonyak uk:Аміак vi:Amoniac zh:氨