Аміак

Аміак
Назва за IUPAC	Ammonia, Azane
Ідентифікатори
Номер CAS	7664-41-7
PubChem	222
Номер EINECS	231-635-3
DrugBank	DB11118
KEGG	D02916 і C00014
Назва MeSH	D01.362.075 і D01.625.050
ChEBI	16134
RTECS	BO0875000
SMILES	N
InChI	1/H3N/h1H3
Номер Бельштейна	3587154
Номер Гмеліна	79
Властивості
Молекулярна формула	NH3
Молярна маса	17.0306 g/mol
Зовнішній вигляд	Безбарвний газ із різким та сильним запахом
Густина	0.6942
Тпл	-77.73 °C (195.42 K)
Ткип	-33.34 °C (239.81 K)
Розчинність (вода)	89.9 g/100 mL at 0 °C
Основність (pKb)	4.75 (reaction with H2O)
Показник заломлення (nD)	εr
Структура
Геометрія	Тригональна піраміда
Дипольний момент	1.42 D
Небезпеки
R-фрази	R10, Шаблон:R23, R34, R50 (S1/2), S16, S36/37/39, S45, S61
Головні небезпеки	Небезпечні гази, кородуючий, їдкий
NFPA 704	1 3 0
Температура спалаху	172
Температура самозаймання	651 °C
Пов'язані речовини
Інші аніони	гідроксид (NH4OH)
Інші катіони	Амоній (NH4+)
Інші	Хлорид (NH4Cl)
Пов'язані речовини	Гідразин Гідразойна кислота гідроксиламін Хлорамін
Якщо не зазначено інше, дані наведено для речовин у стандартному стані (за 25 °C, 100 кПа)
Інструкція з використання шаблону
Примітки картки

Аміак, амоніак, амоняк, NH₃ — неорганічна сполука, безбарвний газ із різким задушливим запахом, легший за повітря, добре розчинний у воді. Одержують каталітичним синтезом з азоту і водню під тиском. Використовують переважно для виробництва азотних добрив, вибухових речовин і азотної кислоти. Рідкий аміак використовується в холодильних установках. Водний розчину аміаку (нашатирний спирт) застосовується в медицині.

Фізичні властивості

Аміак — безбарвний газ з характерним різким запахом і їдким смаком. Він майже у два рази легший від повітря. При —33,35°С і звичайному тиску аміак скраплюється в безбарвну рідину, а при —77,75°С замерзає, перетворюючись у безбарвну кристалічну масу. Його зберігають і транспортують у рідкому стані в стальних балонах під тиском 6—7 атм.

У воді аміак розчиняється дуже добре: при 0°С і звичайному тиску в 1 об'ємі води розчиняється близько 1200 об'ємів NH₃, а при 20°С — 700 об'ємів. Концентрований розчин містить 25% NH₃ і має густину 0,91 г/см³. Розчин аміаку у воді називають аміачною водою або нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить 10%: NH₃. Різниця між нашатирним спритом та аміачною водою полягає у тому, що у нашатирному спирті відсоток аміаку 3-10%, а в амічній воді від 10% і більше. При нагріванні розчину аміак легко випаровується.

Хімічні властивості

Молекули аміаку утворюються за допомогою ковалентних зв'язків. Електронна і структурна формули молекули аміаку такі:

  Н        Н
  ..       |   
 :N:Н   і  N — Н
  ..       | 
  Н        Н

Однак зв'язки N — Н в молекулі аміаку полярні, оскільки електронна пара зміщена до атома азоту. Тому атом азоту має негативний заряд, а атом водню — позитивний. У хімічному відношенні аміак є відновником, а сам звичайно окиснюється до вільного азоту. Так, в атмосфері кисню аміак горить за реакцією:

• 4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

Амоніак також легко відновлює монооксид міді до металічної міді при високій температурі за реакцією:

• 3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O

Гідроксид амонію

При розчиненні аміаку в воді частина його молекул взаємодіє з водневими іонами води з утворенням складного катіона амонію NH₄⁺, який відіграє роль одновалентного металу (група амонію NH₄ у вільному стані не існує, а лише у вигляді катіону NH₄⁺). Разом з тим відповідна кількість гідроксильних груп OH^- води звільняється. Цей процес рівноважний. Його можна зобразити таким рівнянням:

• $NH_{3}+H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}NH_{4}^{+}+OH^{-}$

Гідроксильні групи, у свою чергу, сполучаючись з катіоном амонію, утворюють сполуку NH₄OH, яку називають гідроксидом амонію:

• $NH_{4}^{+}+OH^{-}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}NH_{4}OH$

Внаслідок цих процесів у водному розчині аміаку встановлюється подвійна рівновага: з одного боку, між молекулами аміаку NH₃ і молекулами води H₂O та іонами амонію NH₄⁺ і іонами гідроксилу і з другого — між молекулами гідроксиду амонію NH₄OH і тими ж іонами амонію і гідроксилу:

• $NH_{3}+H_{2}O\;{\overrightarrow {\leftarrow }}NH_{4}^{+}+OH^{-}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}NH_{4}OH$

Звідси виходить, що в розчині аміаку в рівновазі одночасно існують молекули аміаку, води і гідроксиду амонію та іони амонію і гідроксилу.

Гідроксид амонію являє собою дуже нестійку речовину і може існувати лише в розчині. При нагріванні розчину рівновага зміщується вліво, і розчин розкладається на вихідні речовини. Цей розклад частково відбувається і при звичайній температурі, тому розчини аміаку завжди мають специфічний запах. При тривалому кип'ятінні розчину можна повністю видалити аміак. Цим інколи користуються в лабораторіях для одержання невеликих кількостей аміаку.

Розчин гідроксиду амонію має милкий смак і забарвлює червоний лакмус у синій колір. Отже, NH₄OH є основа, хоч і дуже слабка. Тому лише незначна частина його молекул дисоціює на іони:

• NH₄OH = NH₄⁺ OH^-

З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:

• NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O
• NH₄OH + HNO₃ = NH₄NO₃ + H₂O 2NH₄OH + H₂SO₄ = (NH₄)2SO₄ + 2H₂O

Але солі амонію можуть утворюватись і при взаємодії кислот з аміаком. При цьому молекули аміаку приєднують водневі іони кислоти і перетворюються в катіони амонію:

• NH₃ + HCl = NH₄Cl
• NH₃ + HNO₃ = NH₄NO₃
• 2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)2SO₄

Добування аміаку

В лабораторних умовах аміак добувають звичайно нагріванням суміші хлориду амонію NH₄Cl з гашеним вапном Ca(OH)₂. Процес утворення аміаку при цьому відбувається в дві стадії: спочатку виникає гідроксид амонію, а потім він розкладається з виділенням аміаку:

• 2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₄OH + CaCl₂
• NH₄OH = NH₃↑ + H₂O

Інколи аміак добувають нагріванням до кипіння концентрованого розчину аміаку (гідроксиду амонію). При цьому NH₃ утворюється за реакцією, наведеною вище.

У техніці головним способом добування аміаку є прямий синтез його з азоту і водню за реакцією:

• $N_{2}+3H_{2}\;{\overrightarrow {\leftarrow }}2NH_{3}$

Ця реакція відбувається лише при дуже високих тисках (кілька сот атмосфер), високій температурі і наявності каталізатора.

На сучасних заводах синтез проводять у більшості випадків при тисках 250—350 атм, а інколи навіть при 700—1000 атм. Чим більший тиск, тим більше рівновага реакції зміщується в бік утворення NH₃, тобто в бік збільшення виходу аміаку. Але процес при дуже високих тисках дуже дорогий і економічно невигідний. Температуру підтримують близько 400—450°С. Нижче 400°С реакція відбувається дуже повільно, а вище 450— 500°С аміак помітно розкладається на азот і водень. Каталізатором служить губчасте залізо з домішками оксидів калію, алюмінію й інших речовин.

При цьому слід ще раз відмітити, що не вся азотоводнева суміш перетворюється в аміак навіть при найвищих тисках. Частина її залишається непрореагованою. Тому одержуваний аміак відділяють від непрореагованої суміші скрапленням його під тиском, а до решти суміші додають нові порції азото-водневої суміші і знову направляють на синтез.

Значні кількості аміаку одержують як побічний продукт при коксуванні кам'яного вугілля. У кам'яному вугіллі, як уже говорилося, міститься від 1 до 2,5% азоту. При коксуванні вугілля більша частина цього азоту виділяється у вигляді аміаку. Його видаляють, з коксового газу пропусканням газу через воду. При цьому аміак розчиняється і утворює так звану аміачну воду. Цю воду нейтралізують сульфатною кислотою і одержують сульфат амонію, що використовується як азотне добриво.

До кінця минулого століття цей спосіб був єдиним промисловим способом добування аміаку. Лише в 20-х роках, нашого століття, коли поширився синтетичний спосіб, він втратив своє значення.

Застосування

Амоніак — один з найважливіших продуктів сучасної хімічної промисловості. Головною галуззю його застосування є виробництво нітратної кислоти і азотних добрив. Крім того, аміак використовують для виробництва багатьох інших хімічних продуктів. Останнім часом зріджений аміак і водний розчин аміаку стали широко застосовувати безпосередньо як азотне добриво.

Література

• Українська радянська енциклопедія : у 12 т. / гол. ред. М. П. Бажан ; редкол.: О. К. Антонов та ін. — 2-ге вид. — К. : Головна редакція УРЕ, 1974–1985.
• Ф. А. Деркач «Хімія» Л. 1968