amoniak

Iz Wikipedije, proste enciklopedije
Pojdi na navigacijo Pojdi na iskanje
amoniak
Slika kemijske strukture Slika molekularnega modela
So pogosti
Sistematično
ime
vodikov nitrid
Tradicionalna imena amoniak, amoniak
Chem. formula NH 3
Podgana. formula NH 3
Fizične lastnosti
Država plin
Molarna masa 17,0306 g/ mol
Gostota 0,7723 (št.)
Ionizacijska energija 10,18 ± 0,01 eV[2]
Toplotne lastnosti
Temperatura
taljenje -77,73 °C
vrenje -33,34 °C
samovžig 651 ± 1 °C[1]
Eksplozivne meje 15 ± 1 vol. %[2]
Kritična točka 132,25 °C
entalpija
izobraževanje -45,94 kJ / mol
Specifična toplota izhlapevanja 1370 kJ / kg
Tlak pare 8,5 ± 0,1 atm[2]
Kemijske lastnosti
Konstanta disociacije kisline 9,21 ± 0,01[3]
Topnost
• v vodi 89,9 (pri 0 °C)
Razvrstitev
Reg. Številka CAS [7664-41-7]
Pubchem
Reg. Številka EINECS 231-635-3
NASMEŠKI
InChI
RTECS BO0875000
ChEBI 16134
UN številka 1005
ChemSpider
Varnost
Omejevanje koncentracije 20 mg / m³
LD 50 200 - 1490 mg / kg
Toksičnost Registrirani pripravki amoniaka sodijo v 4. razred nevarnosti za ljudi, imajo splošno strupeno delovanje.
Piktogrami ECB Ikona "T: Toxic" ECB sistem Ikona "N: Nevarno za okolje" sistema ECB
NFPA 704
Podatki temeljijo na standardnih pogojih (25 °C, 100 kPa), razen če ni navedeno drugače.
Logotip Wikimedia Commons Predstavnostne datoteke na Wikimedia Commons

Amoniak (vodikov nitrid , amoniak) je binarna anorganska kemična spojina dušika in vodika s formulo ; v normalnih pogojih je brezbarven plin z ostrim značilnim vonjem.

Gostota amoniaka je skoraj polovica gostote zraka . Strupeno [4] , mejna koncentracija. je 20 mg / m 3 - 4. razred nevarnosti ( snovi z nizko nevarnostjo ) v skladu z GOST 12.1.007-76. Topnost v vodi je izjemno velik - približno 1200 volumnov (pri 0 ° C) ali 700 volumnov (pri 20 ° C) v prostornini vode. V tehnologiji hlajenja se imenuje R717, kjer je R hladilno sredstvo ( hladilno sredstvo ), 7 je vrsta hladilnega sredstva ( anorganska spojina ), 17 je molekulska masa .

Amoniak je eden najpomembnejših izdelkov kemične industrije , njegova letna svetovna proizvodnja presega 180 milijonov ton.

Molekula amoniaka ima obliko trikotne piramide z atomom dušika na vrhu. Trije neparni p-elektroni atoma dušika sodelujejo pri tvorbi polarnih kovalentnih vezi z 1s-elektroni treh atomov vodika (vezi ), četrti par zunanjih elektronov ni deljen, lahko tvori kovalentno vez po donorsko-akceptorskem mehanizmu z vodikovim ionom, pri čemer tvori amonijev ion ... Nevezujoči dvoelektronski oblak je strogo orientiran v prostoru, zato ima molekula amoniaka visoko polarnost, kar vodi do njene dobre topnosti v vodi.

V tekočem amoniaku so molekule vezane na vodikove vezi . Primerjava fizikalnih lastnosti tekočega amoniaka z vodo kaže, da ima amoniak nižje vrelišče (t segreto -33,35 °C) in tališče (t pl -77,70 °C), manjša pa je gostota, viskoznost (7 krat manjša viskoznost vode), prevodnost (skoraj neprevodna) in dielektrična konstanta. To je do neke mere razloženo z dejstvom, da je moč vodikovih vezi v tekočem amoniaku bistveno nižja od moči vode; in tudi s tem, da je v molekuli amoniaka samo en par samotnih elektronov, v nasprotju z dvema paroma v molekuli vode, ki ne omogoča tvorbe razvejane mreže vodikovih vezi med več molekulami. Amoniak se zlahka spremeni v brezbarvno tekočino z gostoto 681,4 kg / m³ , ki močno lomi svetlobo. Tako kot voda je tekoči amoniak močno povezan, predvsem z tvorbo vodikovih vezi. Tekoči amoniak je dobro topilo za zelo veliko število organskih in tudi veliko anorganskih spojin. Trden amoniak - kubični kristali.

Kemijske lastnosti

  • Zaradi prisotnosti osamljenega elektronskega para deluje amoniak kot Brønstedova baza ali kompleksirno sredstvo v številnih reakcijah. Torej veže proton in tvori amonijev ion :
...
  • Vodna raztopina amoniaka (" amoniak ") ima zaradi poteka procesa rahlo alkalno reakcijo:
, K o = 1,8⋅10 −5 .
  • V interakciji s kislinami daje ustrezne amonijeve soli:
...
  • Amoniak je sposoben tudi tvoriti soli s kovinami - amidi , imidi in nitridi . Spojine, ki vsebujejo ione se imenujejo amidi, - imidi in - nitridi. Alkalijski amidi dobimo tako, da deluje na njih z amoniakom:
...

Amidi, imidi in nitridi številnih kovin nastanejo kot posledica določenih reakcij v tekočem amoniaku. Nitride lahko pridobimo s segrevanjem kovin v dušikovi atmosferi.

Kovinski amidi so analogi hidroksidov. Ta analogija je podkrepljena z dejstvom, da ioni in kot tudi molekule in izoelektronski. Amidi so močnejše baze kot hidroksidi in so zato podvrženi nepovratni hidrolizi v vodnih raztopinah:

...

in v alkoholih:

...

Tako kot vodne raztopine alkalij tudi amoniakove raztopine amidov dobro prevajajo električni tok, kar je posledica disociacije:

...

Fenolftalein v teh raztopinah postane škrlaten, ko dodamo kisline, jih nevtraliziramo. Topnost amidov se spreminja v enakem zaporedju kot topnost hidroksidov: - nerešljiv - rahlo topen, , in - dobro topen.

  • Pri segrevanju se amoniak razgradi in pokaže redukcijske lastnosti. Torej gori v atmosferi kisika in tvori vodo in dušik. Oksidacija amoniaka z zrakom na platinskem katalizatorju daje dušikove okside, ki se v industriji uporabljajo za pridobivanje dušikove kisline :
(reakcija je reverzibilna)
(brez katalizatorja, pri povišani temperaturi),
(v prisotnosti katalizatorja, pri povišani temperaturi).

O regenerativni sposobnosti ki temelji na uporabi amoniaka za čiščenje kovinske površine pred oksidi med spajkanjem:

...

Z oksidacijo amoniaka z natrijevim hipokloritom v prisotnosti želatine dobimo hidrazin :

...
  • Halogeni (klor, jod) z amoniakom tvorijo nevarne eksplozive - dušikove halogenide (dušikov klorid, dušikov jodid ).
  • S haloalkani amoniak vstopi v nukleofilno adicijsko reakcijo, pri čemer nastane substituiran amonijev ion (metoda za proizvodnjo aminov):
(metilamonijev hidroklorid).
  • Pri 1000 ° C reagira amoniak s premogom in nastane cianovodikova kislina in delno razpade na dušik in vodik. Prav tako lahko reagira z metanom, da tvori isto cianovodikovo kislino:
,
  • ...
  • Tvori kompleksne amonijakove soli z bakrovimi solmi in s srebrom
,
,
,
...
Kolona za sintezo amoniaka, ki jo je leta 1921 zgradil BASF v Oppauu, se zdaj nahaja na Univerzi v Karlsruheju .

Zgodba

Amoniak je bil prvič izoliran v čisti obliki leta 1774 J. Priestley , ki ga je poimenoval »alkalni zrak« ( angl. Alkaline air) [5] . Enajst let pozneje, leta 1785, je K. Berthollet ugotovil natančno kemično sestavo amoniaka [6] . Od takrat so se v svetu začele raziskave o proizvodnji amoniaka iz dušika in vodika . Amoniak je bil zelo potreben za sintezo dušikovih spojin, saj je bila njihova proizvodnja iz čilskega nitrata omejena s postopnim izčrpavanjem slednjih. Problem zmanjševanja zalog nitratov se je zaostril do konca 19. stoletja. Šele v začetku 20. stoletja je bil izumljen postopek za sintezo amoniaka, primeren za industrijo. To je storil F. Haber , ki se je začel ukvarjati s tem problemom leta 1904 in je do leta 1909 ustvaril majhen kontaktni aparat, v katerem je uporabil povečan tlak (v skladu z Le Chatelierovim principom ) in osmijev katalizator . 2. julija 1909 je Haber organiziral preizkus aparata v prisotnosti K. Boscha in A. Mittascha , oba iz tovarne anilina in sode v Badenu ( BASF ), in prejel amoniak. Do leta 1911 je K. Bosch ustvaril obsežno različico aparata za BASF, nato pa je bila zgrajena prva svetovna tovarna za sintezo amoniaka in 9. septembra 1913, ki se je nahajala v Oppau (danes območje v mestu Ludwigshafen am Rhein ) in je bil v lasti BASF. Leta 1918 je F. Haber prejel Nobelovo nagrado za kemijo »za sintezo amoniaka iz njegovih sestavnih elementov«. V Rusiji in ZSSR so prvo serijo sintetičnega amoniaka pridobili leta 1928 v kemični tovarni Chernorechensky [7] .

izvor imena

Amoniak (v evropskih jezikih njegovo ime zveni kot "amoniak") dolguje svoje ime oazi Ammon v Severni Afriki [ vir ni naveden 708 dni ] , ki se nahaja na križišču karavanskih poti. V vročem podnebju se sečnina (NH 2 ) 2 CO, ki jo vsebujejo živalski odpadki, še posebej hitro razgradi. Eden od produktov razgradnje je amoniak. Po drugih virih je amoniak dobil ime po staroegipčanski besedi amonian. [ vir ni naveden 708 dni ] . Tako so se imenovali ljudje, ki častijo boga Amona . Med svojimi obrednimi slovesnostmi so povohali mineral amoniak (NH 4 Cl), ki pri segrevanju izhlapi amoniak. [ vir ni naveden 708 dni ] .

Tekoči amoniak

Amoniak se utekočini pri temperaturi -36 ° C ali sobni temperaturi in tlaku približno 8,5 atmosfere, zaradi česar je priročno shranjevanje in transport v tekoči obliki (glej cevovod za amoniak ).

Tekoči amoniak, čeprav v neznatni meri, disociira na ione (avtoprotoliza), v katerih se kaže njegova podobnost z vodo :

...

Samoionizacijska konstanta tekočega amoniaka pri -50 ° C je približno 10 -33 (mol / l²).

Tekoči amoniak je, tako kot voda, močno ionizirajoče topilo, v katerem se raztopijo številne aktivne kovine: alkalijske , zemeljskoalkalijske , , , tako dobro, kot in ... Za razliko od vode s tekočim amoniakom te kovine ne reagirajo, namreč se raztopijo in jih je mogoče izolirati v izvirni obliki ob izhlapevanju topila. Topnost alkalijskih kovin v tekočini je nekaj deset odstotkov. V tekočem amoniaku raztopijo tudi nekatere intermetalne spojine, ki vsebujejo alkalijske kovine, npr. ...

Razredčene raztopine kovin v tekočem amoniaku so obarvane modro, koncentrirane raztopine imajo kovinski lesk in so podobne bronu . Ko amoniak izhlapi, se alkalijske kovine sprostijo v čisti obliki, zemeljskoalkalijske kovine pa v obliki kompleksov z amoniakom. s kovinsko prevodnostjo. Pri šibkem segrevanju se ti kompleksi razgradijo v kovine in ...

Raztopljeno v kovina postopoma reagira in tvori amid :

...

Kovinski amidi, ki nastanejo pri reakciji z amoniakom, vsebujejo negativni ion , ki nastane tudi pri samoionizaciji amoniaka. Tako so kovinski amidi analogi hidroksidov. Hitrost reakcije narašča s prehodom iz Za ... Reakcija se močno pospeši v prisotnosti celo majhnih nečistoč ...

Kovinske raztopine amoniaka imajo kovinsko prevodnost, pri kateri kovinski atomi razpadejo na pozitivne ione in solvatirane elektrone, obdane z molekulami . 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-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

.
.

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет ( ) переходит в тёмно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной ( ) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

Биологическая роль

Основные симптомы гипераммониемии (повышения уровня эндогенного аммиака до токсических концентраций) [8] .

Аммиак является важным источником азота для живых организмов. Несмотря на высокое содержание свободного азота в атмосфере (более 75 %), очень мало живых существ способны использовать свободный, нейтральный двухатомный азот атмосферы, газ . Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов , необходим процесс, который называется « азотфиксацией ». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных соединений, образующихся в почве в результате разложения органических (растительных и животных) остатков. Другие, такие как бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны синтезировать аммиак из атмосферного азота [9] с помощью ферментов, называемых нитрогеназами . И хотя маловероятно, что когда-либо будут изобретены биомиметические методы, способные конкурировать по производительности с химическими методами производства аммиака из азота, тем не менее учёные прилагают большие усилия к тому, чтобы как можно лучше понять механизмы биологической фиксации азота. Научный интерес к этой проблеме отчасти мотивируется необычной структурой активного каталитического центра азотфиксирующего фермента (нитрогеназы), которая содержит необычный биметаллический молекулярный ансамбль . [ источник не указан 161 день ]

Аммиак является также конечным побочным продуктом метаболизма аминокислот, а именно продуктом их дезаминирования , катализируемого такими ферментами, как глутамат-дегидрогеназа. Экскреция аммиака в неизменённом виде является обычным путём детоксикации аммиака у водных существ (рыбы, водные беспозвоночные, отчасти амфибии). У млекопитающих, включая человека, аммиак обычно быстро превращается в мочевину , которая гораздо менее токсична и, в частности, имеет менее щелочную реакцию и меньшую реакционную способность в качестве восстановителя. Мочевина является основным компонентом сухого остатка мочи. Большинство птиц, пресмыкающихся, насекомых, паукообразных, однако, выделяют в качестве основного нитрогенного остатка не мочевину, а мочевую кислоту .

Аммиак также играет важную роль как в нормальной, так и в патологической физиологии животных. Аммиак производится в процессе нормального метаболизма аминокислот, однако весьма токсичен в высоких концентрациях [10] . Печень животных преобразует аммиак в мочевину с помощью серии последовательных реакций, известных как цикл мочевины. Нарушение функции печени, такое, например, какое наблюдается при циррозе печени , может приводить к нарушению способности печени обезвреживать аммиак и образовывать из него мочевину и, как следствие, к повышению уровня аммиака в крови — состоянию, называемому гипераммониемия. К аналогичному результату — повышению уровня свободного аммиака в крови и развитию гипераммониемии — приводит наличие врождённых генетических дефектов в ферментах цикла мочевины, таких, например, как орнитин-карбамилтрансфераза. К тому же результату может приводить нарушение выделительной функции почек при тяжёлой почечной недостаточности и уремии: вследствие задержки выделения мочевины её уровень в крови возрастает настолько, что «цикл мочевины» начинает работать «в обратную сторону» — избыток мочевины гидролизуется обратно почками в аммиак и углекислый газ, и, как следствие, уровень аммиака в крови возрастает. Гипераммониемия привносит свой вклад в нарушения сознания и развитие сопорозных и коматозных состояний при печёночной энцефалопатии и уремии, а также в развитие неврологических нарушений, часто наблюдаемых у больных со врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями [11] .

Менее выраженная, однако клинически существенная, гипераммониемия может наблюдаться при любых процессах, при которых наблюдается повышенный катаболизм белков, например при обширных ожогах , синдроме сдавления или размозжения тканей, обширных гнойно-некротических процессах, гангрене конечностей, сепсисе и т. д., а также при некоторых эндокринных нарушениях, таких как сахарный диабет , тяжёлый тиреотоксикоз . Особенно высока вероятность возникновения гипераммониемии при этих патологических состояниях в тех случаях, когда патологическое состояние, помимо повышенного катаболизма белков, вызывает также выраженное нарушение детоксицирующей функции печени или выделительной функции почек.

Аммиак важен для поддержания нормального кислотно-щелочного баланса крови. После образования аммиака из глютамина альфа-кетоглутарат может быть далее расщеплён с образованием двух молекул гидрокарбоната , которые затем могут использоваться как буфер для нейтрализации кислот, поступающих с пищей. Полученный из глютамина аммиак затем выделяется с мочой (как непосредственно, так и в виде мочевины), что, с учётом образования двух молекул бикарбоната из кетоглутарата, приводит в сумме к потере кислот и сдвигу pH крови в щелочную сторону. Кроме того, аммиак может диффундировать через почечные канальцы, соединяться с ионом водорода и экскретироваться совместно с ним ( ) и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма [12] .

Аммиак и ионы аммония являются токсическим побочным продуктом метаболизма у животных. У рыб и водных беспозвоночных аммиак выделяется непосредственно в воду. У млекопитающих (включая водных млекопитающих), земноводных и у акул аммиак в цикле мочевины преобразуется в мочевину, поскольку мочевина гораздо менее токсична, менее химически реакционноспособна и может более эффективно «храниться» в организме до момента возможности её выделения. У птиц и пресмыкающихся (рептилий) аммиак, образовавшийся в процессе метаболизма, преобразуется в мочевую кислоту, которая является твёрдым остатком и может быть выделена с минимальными потерями воды [13] .

Поскольку аммиак образуется при гниении белка , наличие его в природных водах служит признаком их загрязнённости [14] .

Физиологическое действие и токсикология

Hazard T.svg

Аммиак относится к токсичным веществам [15] , по ГОСТ 12.1.007-76 его относят к 4-му уровню опасности.

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 [16] . Это человек и воспринимает 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 [17] .

Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе рабочей зоны производственного помещения ( ПДКр.з. ) составляет 20 мг/м³ [18] . В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака ( ПДКс.с. ) не должна превышать 0,04 мг/м³ [19] . Максимальная разовая концентрация в атмосфере — 0,2 мг/м³. Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

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 — буллёзный дерматит . 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.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м³) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее — Южно-Казахстанской) области Казахстана [20] .

Применение

В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина ), взрывчатых веществ и полимеров , азотной кислоты (контактным методом), соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя .

В холодильной технике используется в качестве холодильного агента (R717) (см. Аммиачная холодильная установка ).

В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом , применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусах насекомых, для обработки 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 кипячёной воде и моют руки.

Поскольку аммиак является слабым основанием, при взаимодействии с кислотами он их нейтрализует.

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.

Противоморозная добавка для сухих строительных растворов, относящаяся к ускорителям. Рекомендуемая дозировка — 2…8 % массы компонентов сухой смеси в зависимости от температуры применения. Аммиачная вода — продукт, представляющий собой газообразный аммиак , растворённый в воде.

В цветоводстве пары нашатырного спирта используются для изменения окраски цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные — чёрными [21] . Некоторые цветы, такие как астры , не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком приобретают приятный аромат [21] .

Получение

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

+ 91,84 к Дж .

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.

Выход аммиака ( в объёмных процентах ) за один проход катализатора при различных температурах и давлении имеет следующие значения [22] :

100 ат 300 ат 1000 ат 1500 ат 2000 ат 3500 ат
400 °C 25,12 47,00 79,82 88,54 93,07 97,73
450 °C 16,43 35,82 69,69 84,07 89,83 97,18
500 °C 10,61 26,44 57,47 Нет данных
550 °C 6,82 19,13 41,16

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:

.

Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашёной известью.

.

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) [23] . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах [ источник не указан 708 дней ] .

Расходные нормы на тонну аммиака

На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 н.м³ природного газа, в Европе — 900 н.м³ [24] [25] [26] [27] [28] .

Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 н.м³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 н.м³ [29] .

Украинские производители потребляют от 750 н.м³ [30] до 1170 н.м³ [31] природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7—7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака [32] .

Аммиак в медицине

При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как нашатырный спирт .

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 случайном поражении аммиаком слизистой оболочки глаза промыть глаза водой (по 15 раз через каждые 10 мин) или 5 % раствором борной кислоты , не растирая глаза. Масла и мази не применяют. При поражении носа и глотки — 0,5 % раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В случае приёма 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 малоизучено.

Производители аммиака

Производители аммиака в России

Компания 2006, тыс. т 2007, тыс. т
ОАО «Тольяттиазот» 2 634 2 403,3
ОАО НАК «Азот» 1 526 1 514,8
ОАО «Акрон» 1 526 1 114,2
ОАО « Невинномысский азот », г. Невинномысск 1 065 1 087,2
ОАО «Минудобрения» (г. Россошь) 959 986,2
ОАО «АЗОТ» г. Кемерово 854 957,3
ОАО «Азот» [ прояснить ] 869 920,1
ОАО «ЗМУ КЧХК» 956 881,1
ОАО Череповецкий «Азот» 936,1 790,6
ЗАО «Куйбышевазот» 506 570,4
ОАО «Газпром Нефтехим Салават» 492 512,8
«Минеральные удобрения» (г. Пермь) 437 474,6
ОАО «Дорогобуж» 444 473,9
ОАО «Воскресенские минеральные удобрения» 175 205,3
ОАО «Щекиноазот» 58 61,1
АО «Аммоний» (г. Менделеевск) [1] - -
Итого 13 437,1 12 952,9

На долю России приходится около 9 % мирового выпуска аммиака. Россия — один из крупнейших мировых экспортёров аммиака. На экспорт поставляется около 25 % от общего объёма производства аммиака, что составляет около 16 % мирового экспорта.

По итогам 2014 года в России было произведено 14,8 млн тонн аммиака (+2 % к 2013 году) (по данным Росстата). Производство аммиака в России сконцентрировано в Приволжском федеральном округе (46 % по итогам 2014 года). Далее следуют Центральный федеральный округ (23 %) и Северо-Западный федеральный округ (16 %).

Порядка 25 % российского производства аммиака отправляется на экспорт. Так, в 2014 году объём российского экспорта аммиака (по данным ФТС) составил 3,6 млн тонн (+6 % к 2013 году) на сумму 1,6 млрд долл. США.

Ключевыми странами-получателями в 2014 году стали Украина, Финляндия и Литва [33] .

Производители аммиака на Украине [ источник не указан 708 дней ]

Компания 2008
ПАО «Концерн Стирол» 1331
Одесский припортовый завод 1128
Северодонецкое объединение Азот 1015
«Азот» (Черкассы) 778
«Днепроазот» 515
«Ровноазот» 382
Итого 5149

См. также

Примечания

  1. http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng0414.html
  2. 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0028.html
  3. Hall HK Correlation of the Base Strengths of Amines 1 (англ.) // J. Am. Chem. Soc. / PJ StangAmerican Chemical Society , 1957. — Vol. 79, Iss. 20. — P. 5441—5444. — ISSN 0002-7863 ; 1520-5126 ; 1943-2984doi:10.1021/JA01577A030
  4. name= https://docs.cntd.ru_Аммиак
  5. Priestley, Joseph. Observations on Alkaline Air // Experiments and Observations on Different Kinds of Air (англ.) . — Second edition. — 1775. — Vol. I. — P. 163—177.
  6. Berthollet. Analyse de'l Alkali volatil (фр.) // Histoire de l'Académie Royale des Sciences. Année M. DCCLXXXV. Avec les Mémoires de Mathématique & de Physique pour la même Année. — 1788. — P. 316—326 .
  7. Малина И.К. Синтез аммиака // Книга для чтения по неорганической химии. Пособие для учащихся. Ч. II. — М. : Просвещение , 1975. — С. 52—62 .
  8. Karl S. Roth, MD. Hyperammonemia (англ.) . Medscape (31 May 2007). Дата обращения: 7 июля 2009. Архивировано 23 декабря 2008 года.
  9. MB Adjei, KH Quesenberry, CG Chamblis. Nitrogen Fixation and Inoculation of Forage Legumes (англ.) . University of Florida IFAS Extension (June 2002). Архивировано 20 мая 2007 года.
  10. PubChem Substance Summary (англ.) . Дата обращения: 7 июля 2009.
  11. Johannes Zschocke, Georg Hoffman. Vademecum Metabolism (нем.) . — Friedrichsdorf, Germany: Milupa GmbH, 2004.
  12. Burton D. Rose, Helmut G. Rennke.Renal Pathophysiology (англ.) . — Baltimore: Williams & Wilkins (англ.) , 1994. — ISBN 0-683-07354-0 .
  13. Neil A. Campbell (англ.) , Jane B. Reece. 44 // Biology (англ.) . — 6th ed.. — San Francisco: Pearson Education (англ.) , 2002. — P. 937 —938. — 1175 p. — ISBN 0-8053-6624-5 . — ISBN 978-0805366242 .
  14. Белки гниение
  15. name= https://docs.cntd.ru_base.safework.ru_Аммиак
  16. Фердман Д. Л., Лепахин В. К., Марченко Е. Н., Швайкова М. Д. Аммиак // Большая медицинская энциклопедия : в 30 т. / гл. ред. Б. В. Петровский . — 3 изд. — Москва : Советская энциклопедия , 1974. — Т. 1. А — Антибиоз . — 576 с. — 150 000 экз.
  17. Учебное пособие по РХБЗ . Характеристика аварийно химически опасных веществ (недоступная ссылка) . rhbz.info . Дата обращения: 28 марта 2021. Архивировано 30 декабря 2011 года.
  18. ГОСТ 12.1.005-88. Система стандартов безопасности труда. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны
  19. СанПиН 2.1.2.1002-00. Санитарно-эпидемиологические требования к жилым зданиям и помещениям
  20. Петр Образцов. Хорошо, что аммиака у нас мало. Плохо, что мало и коров . Известия (30 июня 2009). Дата обращения: 28 марта 2021.
  21. 1 2 Искусственное изменение окраски лепестков цветов . Удивительный мир растений . Дата обращения: 28 марта 2021.
  22. Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 19. Взаимодействие азота с водородом // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М. : Просвещение , 1976. — С. 38—41. — 2 350 000 экз.
  23. Гордон А., Форд Р. Спутник химика / Пер. с англ. Розенберга Е. Л., Коппель С. И.. — М. : Мир , 1976. — 544 с.
  24. ФАКТОРЫ КОНКУРЕНТНОСТИ НА РЫНКЕ АММИАЧНО-НИТРАТНЫХ УДОБРЕНИЙ
  25. АММИАЧНЫЕ УСТАНОВКИ НА РОССИЙСКИХ ПРЕДПРИЯТИЯХ
  26. ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть I)
  27. ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть II)
  28. ПРОИЗВОДИТЕЛИ АММИАКА И КАРБАМИДА В РОССИИ (Часть III)
  29. Лукашенко потребовал ускорить модернизацию «Гродно Азота». 21.by
  30. Селитра аммиачная 095-2471996: Удар по гривне
  31. Селитра аммиачная 095-2471996: Наши химики — впереди российских
  32. Технология производства аммиака (недоступная ссылка) . Дата обращения: 16 августа 2011. Архивировано 13 июня 2013 года.
  33. Четверть российского аммиака уходит на экспорт (недоступная ссылка) . Архивировано 4 марта 2016 года.

Литература

  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001.
  • Карапетьянц М. Х. , Дракин С. И. Общая и неорганическая химия. — М. : Химия, 1994.
  • Акимова Л. Д. Изучающим основы холодильной техники. — М. , 1996.
  • Ельницкий А. П., Василевская Е. И., Шарапа Е. И., Шиманович И. Е. Химия. — Мн. : Народная асвета, 2007.

Ссылки