Где содержится аммиак. Аммиак используют
Не пахнут магазинские ? Обработайте их аммиаком. От его паров многие бутоны начинают благоухать. Хотя, запах самого аммиака довольно резок.
Вспоминаются нашатырь и пары мочи. Самыми чуткими к аммиаку являются астры. Их аромат усиливается примерно в 6 раз.
Изменить можно и цвет бутонов. Так, от паров реагента голубые и лепестки зеленеют, а – чернеют.
Флористам, как говориться, на заметку. Однако, аммиак пригождается и в других сферах деятельности. Узнаем остальные свойства вещества, ознакомимся с путями его применения.
Свойства аммиака
Работая с парами аммиака, стоит быть осторожным. При определенной концентрации смесь реагента с воздухом взрывоопасна.
К тому же, газ токсичен. «Общение» с ним чревато нервными расстройствами, ухудшением слуха, частичной потерей памяти, помутнением хрусталиков . Эти симптомы наблюдаются у людей, работающих на аммиачных производствах.
Пары аммиака всегда устремляются вверх, поскольку газ легче воздуха. Газом вещество является в обычных условиях. Для транспортировки и продажи аммиак сжижают.
Для этого нужно повышенное давление. Получают безводный концентрат. Для него существует 6221-90 ГОСТ.
Сжиженный аммиак в сосудах, все же, имеет газообразную фазу. Под давлением оба состояния вещества находятся в равновесии.
При этом, температура должна быть ниже критической, как и давление. Если будет больше 132-ух градусов и 11-ти мегапаскалей, равновесие нарушится.
Коэффициент объемного сжатия вещества в разы меньше коэффициента его расширения.
Если сосуд заполнен доверху, повышение температуры может привести к давлению в 52 мегапаскаля.
Этого достаточно, чтобы разорвать металлические швы вмещающего сосуда. Соответственно, будет взрыв.
Из концентрата аммиака можно получить раствор аммиака любой насыщенности. Хотя, человечеству пригождается и безводная версия.
Она, к примеру, является одним из удобрений. Кроме в веществе присутствует лишь водород. Последнего 3 атома, то есть, формула газа такова: — NH 3 .
Такое содержание водорода – причина отличной растворимости аммиака в воде. Другие газы этим «похвастаться» не могут.
Между аммиаком и водой образуются прочные водородные связи. Чем насыщеннее раствор, тем больше его растворяющие свойства.
По ним вещество конкурирует с этиловым спиртом, с той лишь разницей, что последний органического происхождения.
Так, аммиак водный , как и концентрат, способны растворить металлы щелочной и щелочноземельной групп.
Итогом реакций становятся темно-синие жидкости. Это результат ионизации валентных электронов и солватации.
Последнее понятие обозначает электростатический контакт между молекулами растворенных металлов и аммиака.
От нашатырного спирта запах аммиака исходит неспроста. Средство является водным раствором гидроксида аммония.
То есть, аммиак – это нашатырный спирт. Гидроксид аммония содержится и в моче, а так же, в продуктах разложения органики.
Именно поэтому, к примеру, неприятно пахнут гниющие массы со дна болот. В них разлагаются остатки растений, рыб, .
В тех же прудах аммиак, естественно, смешивается с водой. В растворе присутствует OH-группа.
Значит, смесь способна на щелочную реакцию, является слабым основанием. Растворяет героя и спирт. Аммиак не случайно смешан с ним в нашатыре.
В концентрированном виде нитрид водорода сильно преломляет свет, то есть, меняет направление его лучей.
Еще одно любопытное свойство героя статьи – кипение при минусовых температурах. Должно быть около 34-ех ниже нуля.
Если опустить температуру до 78-ми градусов, жидкость, и вовсе, затвердеет. Получаются белесые хлопья, похожие на снег. вещества имеют правильную, симметричную форму.
Добыча аммиака
Производство аммиака сводится к 100 000 000 тонн ежегодно. Примерно столько же добывают хлора. При этом, аммиак менее токсичен.
В указанный объем аммиака входят вещество, извлеченное из природных источников азота, и синтезированное в условиях.
Промышленный метод основан на соединении водорода и азота . Аммиак из них получается при температуре не ниже 500-от градусов Цельсия.
Еще одно условие: — давление в 350 атмосфер. Не обойтись и без катализатора. Он ускоряет вялотекущую реакцию, сам в нее не вступая.
Роль катализатора, обычно, выполняет губчатое . Из более дорогих помощников выбирают оксид , или .
Итоговый выход продукта при взаимодействии простых веществ равен примерно 30-35%.
Это максимум при соблюдении минимально возможной температуры и наибольшего давления. Именно такой дуэт обеспечивает эффективность реакции.
Однако, при нижней температурной планке уменьшается скорость процесса. Поддашь жару, — частично останешься без аммиака , зато, получишь его быстрее.
Синтетический метод производства аммиака практически не оставляет шансов его добыче в природе из продуктов гниения органики. Процесс этот долог.
Аммиак образуется, но быстро улетучивается. В ловушки земной коры газ попадает редко.
Обычно, аммиак понемногу испаряется, что делает природные месторождения неликвидными.
Применение аммиака
Применение вещества в сельскохозяйственной сфере уже упоминалось. Теперь, перейдем к индустрии красоты, вспомнив про аммиак для волос .
Здесь же вспомним, что раствор вещества является слабой щелочью. Отсюда назначение: — обеспечить щелочной Ph краски, в районе 10-ти.
Такая среда способствует набуханию волос, что запускает реакцию разложения перекиси водорода.
Последняя, является осветлителем, поэтому, обязательно используется в оттенках блонд.
Существует краска без аммиака . Однако, производители частично лукавят. Вместо чистого вещества применяются его производные.
Они тоже поднимают Ph до щелочного уровня, но стоят дороже. Соответственно, и краска для волос без аммиака требует затрат.
Однако, потребители готовы к ним, дабы сохранить шевелюры. Дело в том, что чистый аммиак сильнее раскрывает поры волос.
Они начинают напоминать губку, сгладить поверхность которой можно лишь дорогостоящей силиконовой косметикой, заполняющей пустоты.
Из продуктов питания выраженая щелочь – . На ее изготавление, так же, направлен синтез аммиака .
Производят его и для получения азотной кислоты. Аммиак преобразуют в оксид азота.
Последний, окисляют до диоксида. Потом, оксиды проходят абсорбцию водой. Так и получают .
Формула аммиака , как уже говорилось, лежит в основе создания взрывчатых субстанций.
Вещество нужно и на производстве холодильного оборудования. Его действие основано на испарении сжиженного газа. При этом, поглощается много тепла, что, собственно, и обеспечивает прохладу.
В ювелирном деле также не обошлось без аммиака. Его используют для очистки изделий из после полировки пастой .
Потребности человечества в аммиаке отражает тенденция его производства. Еще 30 лет назад в год формировали 70 000 000 тонн реагента.
Теперь, как указывалось в главе «Добыча», — 100 000 000. Не поменялись лишь лидеры производства. Это, по-прежнему, США и, теперь уже, .
В справочниках прошлых лет фигурирует, естественно, СССР. Что поменялась стоимость вещества, и гадать не надо. Ознакомимся с актуальным ценником на аммиак.
Цена аммиака
Аммиак купить можно оптом и в розницу. Крупные поставки осуществляют, как правило, тоннами.
За 1000 килограммов просят от 19000 рублей. Небольшие предприятия готовы продавать по килограмму, прося около 30-ти рублей.
В розницу килограммы предлагают редко, тонны не предлагают вовсе. Изучим прейскурант аптек, обратив внимание на нашатырный спирт.
Обычно, его разливают во флаконы по 40 миллилитров. Стоит такой объем от 15-ти до 31-го рубля.
Интересно, что, если встречаются флаконы на 25 и 100 миллилитров, стоят они примерно так же, от 13-ти до 55-ти рублей.
При этом, стоит учесть, что спиртовой раствор 10-процентный. Сжиженный же аммиак на оптовых поставках концентрированный.
Поэтому, промышленникам приходится задумываться о правильной транспортировке груза. Есть специальные полуприцепы с цистернами.
Возраст емкостей не должен превышать 30-ти лет. Важен и состав для цистерн, ведь аммиак растворяет многие металлы.
Учитывать приходится, так же, давление в резервуаре, температуру. Поэтому, рядом с объявлениями о продаже реагента, как правило, размещают и предложения по продаже и аренде полуприцепов. Без них не обойтись.
2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}+NaOCl\longrightarrow 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):
- 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).
История
Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году , который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air ) . Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака . С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода . Аммиак был очень нужен для синтеза соединений азота, поскольку получение их из чилийской селитры ограничивалось постепенным истощением запасов последней. Проблема уменьшения запасов селитры обострилась к концу XIX века. Только в начале XX века удалось изобрести процесс синтеза аммиака, пригодный для промышленности. Это осуществил Ф. Габер , начавший трудиться над этой задачей в 1904 году и к 1909 году создавший небольшой контактный аппарат, в котором использовал повышенное давление (в соответствии с принципом Ле-Шателье) и катализатор из осмия . 2 июля 1909 года Габер устроил испытания аппарата в присутствии К. Боша и А. Митташа , оба - от Баденского анилинового и содового завода (BASF), и получил аммиак. К. Бош к 1911 году создал крупномасштабную версию аппарата для BASF, а затем был построен и 9 сентября 1913 года вступил в строй первый в мире завод по синтезу аммиака, который был расположен в Оппау (ныне район в черте города Людвигсхафен-на-Рейне) и принадлежал BASF. В 1918 году Ф. Габер стал лауреатом Нобелевской премии по химии «за синтез аммиака из составляющих его элементов». В России и СССР первая партия синтетического аммиака была получена в 1928 году на Чернореченском химическом комбинате .
Происхождение названия
Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке , расположенному на перекрёстке 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 слова амониан . 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 (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с водой :
2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − {\displaystyle {\mathsf {2NH_{3}\rightarrow NH_{4}^{+}+NH_{2}^{-}}}}Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10 −33 (моль/л)².
2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 {\displaystyle {\mathsf {2Na+2NH_{3}\rightarrow 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-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:
C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 {\displaystyle {\mathsf {CuSO_{4}+4NH_{3}\rightarrow SO_{4}}}} N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 {\displaystyle {\mathsf {Ni(NO_{3})_{3}+6NH_{3}\rightarrow (NO_{3})_{3}}}}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 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 N 2 . Поэтому для включения азота атмосферы в биологический оборот, в частности в синтез аминокислот и нуклеотидов , необходим процесс, который называется «фиксацией азота ». Некоторые растения зависят от доступности аммиака и других нитрогенных остатков, выделяющихся в почву разлагающимися органическими остатками других растений и животных. Некоторые другие, такие, как азотфиксирующие бобовые, используют преимущества симбиоза с азотфиксирующими бактериями (ризобиями), которые способны образовывать аммиак из атмосферного азота .
У некоторых организмов аммиак образуется из атмосферного азота с помощью ферментов, называемых нитрогеназами. Этот процесс называется фиксацией азота . 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 Fe 7 MoS 9 .
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 . 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 с врождёнными дефектами ферментов цикла мочевины или с органическими ацидуриями .
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 (NH 3 + H + => NH 4 +), и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма .
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 .
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 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 .
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 .
| 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:
N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O {\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+NaOH\rightarrow NH_{3}\uparrow +NaCl+H_{2}O}}}Обычно лабораторным способом аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гашеной известью.
2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O {\displaystyle {\mathsf {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}\rightarrow CaCl_{2}+2NH_{3}\uparrow +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 .
Расходные нормы на тонну аммиака
На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм³ природного газа, в Европе - 900 нм³ .
Белорусский «Гродно Азот» расходует 1200 нм³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм³ .
Украинские производители потребляют от 750 нм³ до 1170 нм³ природного газа на тонну аммиака.
По технологии UHDE заявляется потребление 6,7 - 7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака .
Аммиак в медицине
При укусах насекомых аммиак применяют наружно в виде примочек. 10 % водный раствор аммиака известен как
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.
И водорода. Это газ без цвета, но с едким запахом. Химический состав отражает формула аммиака — NH 3 . Увеличение давления или понижение температуры вещества ведет к превращению его в бесцветную жидкость. Газообразный аммиак и его растворы находят широкое применение в промышленности и сельском хозяйстве. В медицине применяется 10% гидроксид аммония — нашатырный спирт.
Строение молекулы. Электронная формула аммиака
Молекула нитрида водорода по форме напоминает пирамиду, в основании которой находится азот, связанный с тремя атомами водорода. Связи N—H сильно поляризованы. Азот сильнее притягивает связывающую электронную пару. Поэтому отрицательный заряд накапливается на атомах N, положительный — сосредоточен на водороде. Представление об этом процессе дает модель молекулы, электронная и аммиака.
Нитрид водорода очень хорошо растворяется в воде (700:1 при 20 °C). Наличие практически свободных протонов ведет к образованию многочисленных водородных «мостиков», которые соединяют молекулы между собой. Особенности строения и химической связи также приводят к тому, что аммиак легко сжижается при увеличении давления или понижении температуры (-33 °C).
Происхождение названия
Термин «аммиак» был введен в научный обиход в 1801 году по предложению русского химика Я. Захарова, но вещество человечеству знакомо с глубокой древности. Газ с резким запахом выделяется при гниении продуктов жизнедеятельности, многих органических соединений, например, белков и мочевины, при разложении солей аммония. Историки химии считают, что вещество получило название в честь древнеегипетского бога Амона. В Северной Африке находится оазис Сива (Аммона). В окружении сохранились развалины древнего города и храма, рядом с которым есть залежи хлорида аммония. Это вещество в Европе называли «солью Амона». Сохранилось предание о том, что жители оазиса Сива нюхали соль в храме.
Получение нитрида водорода
Английский физик и химик Р. Бойль в опытах сжигал навоз и наблюдал образование белого дыма над палочкой, смоченной в соляной кислоте и внесенной в струю получившегося газа. В 1774 году другой британский химик Д. Пристли нагревал хлорид аммония с гашеной известью и выделил газообразное вещество. Пристли назвал соединение «щелочным воздухом», ведь его раствор проявлял свойства Получил объяснение опыт Бойля, в котором аммиак взаимодействовал с соляной кислотой. Твердый белого цвета возникает при соприкосновении молекул реагирующих веществ прямо в воздухе.
Химическая формула аммиака была установлена в 1875 году французом К. Бертолле, который провел эксперимент по разложению вещества на составные компоненты под действием электрического разряда. До сих пор опыты Пристли, Бойля и Бертолле воспроизводят в лабораториях для получения нитрида водорода и хлорида аммония. Промышленный способ разработал в 1901 А. Ле Шателье, получивший патент на метод синтеза вещества из азота и водорода.
Раствор аммиака. Формула и свойства
Водный раствор аммиака обычно записывают в виде гидроксида — NH 4 OH. Он проявляет свойства слабой щелочи:
- диссоциирует на ионы NH 3 + Н 2 О = NH 4 OH = NH 4 + + OH - ;
- окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет;
- взаимодействует с кислотами с образованием соли и воды;
- осаждает Cu(OH) 2 в виде ярко-синего вещества при смешивании с растворимыми солями меди.
Равновесие в реакции взаимодействия аммиака с водой смещается в сторону исходных веществ. Предварительно подогретый нитрид водорода хорошо горит в кислороде. Происходит окисление азота до двухатомных молекул простого вещества N2. Восстановительные свойства аммиак также проявляет в реакци с оксидом меди (II).
Значение аммиака и его растворов
Нитрид водорода используется в производстве солей аммония и азотной кислоты — одного из важнейших продуктов химической отрасли. Аммиак служит сырьем для получения соды (по нитратному способу). Содержание нитрида водорода в промышленном концентрированном растворе достигает 25%. В сельском хозяйстве применяется водный раствор аммиака. Формула жидкого удобрения — NH 4 OH. Вещество непосредственно используется в виде подкормки. Другие способы обогащения почвы азотом — применение солей хлоридов, фосфатов. В промышленных условиях и сельскохозяйственных помещениях не рекомендуется вместе хранить минеральные удобрения, содержащие соли аммония, со щелочами. При нарушении целостности упаковки вещества могут реагировать между собой с образованием аммиака и выделением его в воздух помещений. Токсичное соединение неблагоприятно действует на органы дыхания, центральную нервную систему человека. Смесь аммиака с воздухом взрывоопасна.
В быту часто используют нашатырный спирт, но называют его и аммиаком и нашатырем, оставаясь в полной уверенности, что это одно и тоже.
На самом деле это разные вещества, которые отличаются друг от друга своим происхождением, агрегатным состоянием и химическими формулами. Роднит эти три разных вещества только резкий аммиачный запах.
Для того чтобы раз и навсегда разубедиться в том, что нашатырный спирт и аммиак - это одно и тоже, достаточно обратиться к истории их происхождения и посмотреть на их химические формулы.
Аммиак - нитрид водорода, газ с молярной массой 17 г/моль, химическая формула - NH3.
Нашатырный или аммиачный спирт - жидкость с химической формулой NH4OH.
Нашатырь - соль с химической формулой - NH4Cl.
Происхождение аммиака
История открытия натурального газа аммиака имеет две легенды. По первой легенде, около храма египетского бога Амона, где совершались религиозные обряды, люди нюхали пары верблюжьих экскрементов, от чего впадали в транс. Эти пары назвали «аммиак».
По второй легенде, в северной Африке в районе оазиса Аммона находилось пересечение караванных путей. Там проходило огромное количество животных, дорога была усеяна их калом и обильно полита мочой, которые испарялись и выделяли газ, который называли «аммиак».
Что касается научного открытия газа с названием «аммиак», то оно датируется 1785 годом. Химическую формулу газа, NH3, определил французский ученый К. Л. Бертолле и назвал его «аммиак».
Но еще в 1774 году английский ученый Д. Пристли получил идентичный газ, которому дал название «щелочной воздух», но химического состава вывести не смог.
Аммиак (ammonia на латыни) - бесцветный газ со специфическим запахом, легче воздуха, химически активный, сжижается при температуре -33 С; хорошо растворяется в воде, имеет щелочную реакцию; взаимодействует с соляной кислотой и образует соль аммония: NH3 + HCl = NH4Cl, которая при нагревании разлагается: NH4Cl = NH3 + HCl.
Получают аммиак двумя способами - промышленным и лабораторным. При лабораторном способе аммиак получается при нагревании щелочей и соли аммония:
- NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O;
- NH4 + + OH - = NH 3 + H2O.
В промышленных условиях аммиак сначала производится в газообразном виде, а затем его сжижают и доводят до 25%-го водного раствора, который называется аммиачная вода.
Синтез аммиака - это очень важное химическое производство, так как аммиак является основополагающим элементом для многих других химических технологий и производств. Так, аммиак используется в промышленных холодильных установках в качестве хладагента; является отбеливателем при обработке и крашении тканей; незаменим в процессе производства азотной кислоты, азотных удобрений, солей аммония, синтетических волокон - нейлона и капрона.
Промышленный способ синтеза аммиака был изобретен в 1909 году немецким химиком Фрицем Габером. В 1918 году за свое открытие в химии он получил Нобелевскую премию. Первый завод по производству аммиака был запущен в 1913 году в Германии, а в 1928 году производство аммиака было уже налажено в России.
Происхождение нашатыря
Нашатырь (Hammoniaci P. Sal) - это соль, химическая формула NH4Cl (хлорид аммония).
Нашатырь имеет вулканическое происхождение; встречается в горячих источниках, испарениях грунтовых вод, в залежах гуано и самородной серы; образуется при горении угольных пластов или скоплений мусора. Имеет вид натёков, землистых налётов, корочек или массивных скелетных кристаллических скоплений, гроздей и дендритов.
Чистый нашатырь бесцветный или белый, со стеклянным блеском. В зависимости от имеющихся в нем примесей, цвет может быть всех оттенков жёлтого, бурый, серый, разных оттенков красного, коричневый.
При нагревании из нашатыря выделяется аммиак, он хорошо растворяется в воде. Раствор на вкус жгучий едко - солёный, запах резкий аммиачный.
Нашатырь был известен людям с очень давних времен и использовался в ритуальных обрядах, при производстве и окраске тканей, а также алхимиками для пайки металлов и сплавления золота.
В Средние века научились получать искусственный нашатырь из рогов и копыт крупного рогатого скота, который называли «духом оленьего рога».
Происхождение нашатырного спирта
Liquor ammonia caustici - его латинское название.
Это 10-процентный раствор аммиачной воды с химической формулой NH4OH; бесцветная прозрачная однородная смесь, способная испаряться; со специфическим запахом аммиака, который при замерзании сохраняется.
Упоминание о его использовании восточными алхимиками датируется еще VIII веком, а европейскими алхимиками 13 веком. До наших дней дошли их записи об используемых ими рецептурах.
В наши дни получают промышленным и простым бытовым способом:
- промышленным способом синтез проводят из газообразного состояния водорода, азота и воздуха с использованием определенных катализаторов, а затем получают водно-спиртовой раствор, который имеет резкий аммиачный запах;
- простой бытовой способ основан на разведении 25%-ой аммиачной воды до 10%-ого раствора.
Области применения
Область применения аммиака и аммиачного спирта широка, он используется практически во всех сферах жизнедеятельности человека, начиная от технологических процессов и заканчивая медициной и бытовыми нуждами.
Применение аммиака
Аммиак широко применяется в качестве хладагента в различном бытовом и промышленном оборудовании.
Он является одним из важнейших продуктов, используемых в химической промышленности. В частности, его используют в производстве:
- нашатырного спирта;
- добавок в строительные материалы для использования в морозных условиях;
- полимеров, соды и азотной кислоты;
- удобрений;
- взрывчатых веществ.
Использование аммиачного спирта
Аммиачный спирт применяется в медицине и в быту.
Применение в медицине показано в следующих случаях:
Применение в быту заключается в обезжиривании и чистки различной домашней утвари.
Раствором спирта из расчета 2 ч. л. на 2 стакана воды и 1 ст. л. любого средства для мытья посуды можно отлично почистить столовое серебро, серебряные и золотые ювелирные украшения (изделия с жемчугом нашатырным спиртом чистить нельзя, он станет серым и мутным). Для этого надо поместить в раствор столовое серебро или ювелирные изделия, подержать от 1 до 2 часов, затем прополоскать в воде и насухо вытереть.
Он хорошо выводит пятна крови, мочи и пота с шерсти, шелка и лайкры. В качестве пятновыводителя используется 50% раствор. В концентрированном виде может удалить следы от карандаша на одежде.
С ковров, мебельной обивки и автомобильных чехлов можно удалить пятка раствором из 1 ст. л. чистого аммиака и 2 л горячей воды. Для этого надо прочистить загрязнение и дать просохнуть. Если будет необходимость, то можно повторно прочистить.
Оконные стекла, зеркала и фаянс тоже можно почистить раствором из 1 ст. л. чистого аммиака и 3 ст. воды. Поверхность будет чистая и хорошо блестеть.
Аммиачной водой 1 ст. л. в смеси с 4 л воды можно отчистить каменные налеты в ванне и умывальнике. Для этого надо их прочистить раствором, а потом промыть горячей водой.
Спирт может использоваться в садоводстве для борьбы с луковой мухой и тлей, а также в качестве удобрения, для огородных и комнатных растений в условиях кислой почвы.
Влияние на человека
При использовании аммиака и нашатырного спирта надо помнить, что это сильно ядовитые вещества и при их использовании следует строго соблюдать дозировку
и придерживаться правил пользования.
При намерении использовать аммиак приобретать его надо исключительно в аптеках и внимательно знакомиться с прилагаемыми правилами пользования «Раствор аммиака. Инструкция по применению».
Превышение дозировок может вызвать отравление и серьезные проблемы со здоровьем, а также химические ожоги. Помещения, где он применяется, должны хорошо проветриваться.
Кроме ядовитости, пары аммиака взрывоопасные. Это происходит при смешении их с воздухом в определенной пропорции, поэтому при работе необходимо соблюдать особые правила техники безопасности при работе со взрывчатыми веществами.
Первыми симптомами отравления могут быть:
- появление красных пятен на лице и теле;
- учащенное дыхание;
- общая возбужденность.
Дальнейшими признаками развития отравления являются:
- появление острой боли за грудиной;
- судороги;
- отек гортани;
- спазм голосовых связок;
- мышечная слабость;
- нарушение кровообращения;
- полуобморочное состояние, вплоть до потери сознания.
При приеме внутрь аммиачной воды в превышающих дозах может возникнуть:
- понос с ложными болезненными позывами;ожог пищевода, желудка и начальных отделов кишечника;
- кашель, слезотечение, слюнотечение и чих;
- остановка дыхания рефлекторного характера;
- рвота с запахом аммиака;
- прием аммиачного спирта в количестве от 10 до 15 гр. грозит летальным исходом.
Если у человека имеется индивидуальная непереносимость к запаху аммиака, то даже незначительное его попадание через дыхательные пути или вовнутрь может сразу привести к самым неблагоприятным последствиям.
Если у человека на теле имеется нарушение кожных покровов в виде мокнущих язв, экзем или дерматитов, то применение примочек может привести к еще более обширной аллергической реакции и ожогам кожных покровов.
Первая помощь при отравлении
В случаях возникновения первых признаков отравления этими веществами необходимо срочно начать оказывать пострадавшему первую помощь.
К первой помощи можно отнести следующие меры:
В случае более тяжелых форм отравления необходимо срочно вызывать скорую помощь.
Аммиачный спирт обязателен в наборах медикаментов для первой помощи в аптечках и в нужный момент должен быть под рукой.
Сколько может стоить в аптеках? Ответ - совсем недорого. Приобретайте, пользуйтесь, но будьте предельно осторожны.
Внимание, только СЕГОДНЯ!
Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Гармонические колебания Физика формула частоты колебаний