Аммиак

Аммиак
План:
Введение





1 Физические свойства
2 Химические свойства
3 Добыча аммиака
4 Применение
5 Производство в Украине
Примечания
Литература
Введение
Аммиак, аммиак, амоняк, NH 3 - неорганическое соединение, бесцветный газ с резким
удушливым запахом, легче воздуха, хорошо растворим в воде. Получают каталитическим
синтезом из азота и водорода под давлением. Используют преимущественно для
производства азотных удобрений, взрывчатых веществ и азотной кислоты. Жидкий
аммиак используется в холодильных установках. Водный раствор аммиака ( нашатырный
спирт) применяется в медицине.
1. Физические свойства
Аммиак - бесцветный газ с характерным резким запахом и едким вкусом. Он почти в два
раза легче воздуха. При -33,35 С и обычном давлении аммиак сжижается в бесцветную
жидкость, а при -77,75 С замерзает, превращаясь в бесцветную кристаллическую массу.
Его хранят и транспортируют в жидком состоянии в стальных баллонах под давлением 6-7
атм.
В воде аммиак растворяется очень хорошо: при 0 С и обычном давлении в 1 объеме воды
растворяется около 1200 объемов NH 3, а при 20 С - 700 объемов. Концентрированный
раствор содержит 25% NH 3 и имеет плотность 0,91 г / см 3. Раствор аммиака в воде
называют аммиачной водой или нашатырным спиртом. Обычный медицинский
нашатырный спирт содержит 10%: NH 3. Разница между нашатырным спиртом и
аммиачной водой заключается в том, что в нашатырном спирте процент аммиака 3-10%, а
в амичний воде от 10% и более. При нагревании раствора аммиак легко испаряется. А
если точнее, то аммиак хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной
температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% NH
₃ и имеет плотность 0,91 г / см . Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным
спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит 10% NH ₃. С повышением
температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при
нагревании концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для
получения небольших количеств газообразного аммиака. При низкой температуре из
раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH ₃ Н ₂ О, плавящийся при -79 ˚
С. Известен также кристаллогидрат состава 2NH ₃ H ₂ O. В этих гидратах молекулы воды
и аммиака соединены между собой водородными связями.
2. Химические свойства
Молекулы аммиака образуются с помощью ковалентных связей. Электронная и
структурная формулы молекулы аммиака следующие:
Н .. |: N: Н и N - Н .. | Н
В химическом отношении аммиак довольно активен, он вступает во взаимодействие со
многими веществами. В аммиака азот имеет самую низкую степень окисления (-3).
Поэтому в реакции, связанные с дальнейшим понижением степени окисления азота,
аммиак поступает: он только восстановительными свойствами. Если пропускать ток NH
по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то
аммиак легко зажечь, он горит белым белым, зеленоватым пламенем. При горении
аммиака образуется вода и свободный азот: 4NH ₃ +3 O ₂ = 6H ₂ O +2 N ₂ При других
условиях аммиак может окисляться до окисления NO. В отличие от водородных
соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак НЕ обладает кислотными свойствами.
Однако атомы водорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном
замещении водорода металлов образуются соединения, называемые нитриды. Некоторые
из них, например нитриды кальция и магния, получаются путем непосредственного
соединения азота с металлами при высокой температуре: 3Mg + N ₂ = Mg ₃ N ₂ Многие
нитриды полностью гидролизуются водой с образованием аммиака и гидроксида металла.
Например: Mg ₃ N ₂ +6 H ₂ O = 3Mg (OH) ₂ +2 NH ₃ ↑ При замещении в молекулах
аммиака только одного атома водорода металлами образуется амиды металлов. Так,
пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH ₂ в
виде бесцветных кристаллов: 2NH ₃ +2 Na = 2NaNH ₂ + H ₂ Вода разлагает амид натрия:
2NaNH ₂ + H ₂ O = NaOH + NH ₃ ↑ Обладая сильными основными и водоотнимающих
свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органических синтезах,
например, в производстве такого важного красителя, как индиго, и некоторых
лекарственных препаратов. Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так,
при действии нитрид хлора, или хлористый азот, NCI ₃ NH ₄ CI +3 CI ₂ = NCI ₃ +4 HC в
виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости. Подобными же свойствами обладают
нитриты йода (Иодистый азот), образует в виде черного, нерастворимого в виде порошка
при действии йода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный
подрывает от малейшего прикосновения, при этом выделяется пары йода фиолетового
цвета. Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами
водорода и сохраняет при этом электронную пару: HH: N: H Выступая в качестве донора
электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторного
способа четвёртую ковалентной связи "связи с другими атомами или ионами, обладают
электронно-акцепторными свойствами. Этим объясняется чрезвычайно характерна для
аммиака способность вступать в реакцию присоединения. Взаимодействие аммиака с
водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона
аммония: NH ₃ + H ₂ O ↔ NH ₄ + OH В результате концентрации ионов OH в растворе
возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака имеет щелочной реакцией. Однако
по сложившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH ₄
OH и называют гидроокись аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматривают
как результат диссоциации молекул NH ₄ OH.
Знай
Добавить знания
Аммиак
План:
Введение 1 Химические свойства 2 История названия 3 Жидкий аммиак 4
Комплексообразование 5 Биологическая роль 6 Физиологическое действие 7 Применение
8 Получение 8.1 Расходные нормы на тонну аммиака 9 Аммиак в медицине 10
Производители аммиака 11 Интересные факты Примечания Литература
Введение
Аммиак - NH 3, нитрид водорода, при нормальных условиях - бесцветный газ с резким
характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ПДК 20
мг/м3 - IV класс опасности (малоопасные вещества). Растворимость NH 3 в воде
чрезвычайно велика - около 1200 объемов (при 0 C) или 700 объемов (при 20 C) в объеме
воды. В холодильной технике носит название R717, где R - Refrigerant (хладагент), 7 - тип
хладагента (неорганическое соединение), 17 - молекулярная масса.
Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три
неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных
связей с 1s-электронами трех атомов водорода (связи NH), четвертая пара внешних
электронов является неподеленной, она может образовать донорно-акцепторные связи с
ионом водорода, образуя ион аммония NH 4 +. Благодаря тому, что не связывает
двухэлектронной облако строго ориентировано в пространстве, молекула аммиака
обладает высокой полярностью, что приводит к его хорошей растворимости в воде.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями. Сравнение
физических свойств жидкого аммиака с водой показывает, что аммиак имеет более низкие
температуры кипения (t кип -33,35 C) и плавления (t пл -77,70 C), а также более низкую
плотность, вязкость (вязкость жидкого аммиака в 7 раз меньше вязкости воды),
проводимость и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется
тем, что прочность этих связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды, а также
тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподеленных электронов, в отличие
от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность создавать разветвленную сеть
водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в
бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг / м, сильно преломляющую свет. Подобно
воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счет образования
водородных связей. Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. Жидкий
аммиак - хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для
многих неорганических соединений. Твердый аммиак - бесцветные кубические
кристаллы.
1. Химические свойства
Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак
выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать
понятия "нуклеофил" и "основание Бренстеда". Нуклеофильность определяется сродством
к положительно заряженной частицы. Основание имеет сродство к протону. Понятие
"основание" является частным случаем понятие "нуклеофил"). Так, он присоединяет
протон, образуя ион аммония:
Водный раствор аммиака ("нашатырный спирт") имеет слабощелочную реакцию из-за
протекания процесса: NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -; K o = 1,8 10 -5 Взаимодействуя с
кислотами дает соответствующие соли аммония:
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем
вода), способен образовывать с металлами соли - амиды. Соединения, содержащие ионы
NH 2 -, называются амидами, NH 2 - имиды, а N 3 - нитридами. Амиды щелочных
металлов получают, действуя на них аммиаком:
Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в
среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере
азота.
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что
ионы ОН - и NH 2 -, а также молекулы Н 2 O и NH 3 изоэлектронных. Амиды являются
более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных
растворах необратимого гидролиза:
NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + NH 3 ↑ Zn 3 N 2 + 6H 2 O
→ 3Zn (OH) 2 + 2NH 3 ↑ и в спиртах:
KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3 подобно водным растворам щелочей,
аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено
диссоциацией:
MNH 2 → M + + NH 2 - Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет,
при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в
такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH 2 - нерастворим,
NaNH 2 - малорастворим, KNH 2, RbNH 2 и CsNH 2 - хорошо растворимы.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в
атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом
катализаторе дает оксиды азота, который используется в промышленности для получения
азотной кислоты:
На восстановительной способности NH 3 основано применение нашатыря NH 4 Cl для
очистки поверхности металла от окислов при их пайке:
3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O +2 HCl + N 2 Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в
присутствии желатина получают гидразин:
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества - галогениды
азота (хлористый азот, иодистый азот). С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию
нуклеофильного присоединения, образуя замещенный ион аммония (способ получения
аминов): NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (гидрохлорид метиламмония) С карбоновыми
кислотами, их ангидридами, галогенангидриды, эфиры и другими производными дает
амиды . С альдегидами и кетонами - основания Шиффа, которые возможно восстановить
до соответствующих аминов (восстановительное аминирование). При 1000 C аммиак
реагирует с углем, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и
водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же синильную кислоту: CH 4
+ NH 3 + 1,5 O 2 → HCN + 3H 2 O
2. История названия
Аммиак (в европейских языках его название звучит как "аммиака") своим названием
обязан оазису Амона в Северной Африке, расположенному на перекрестке 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 свое 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.
3. Жидкий аммиак
Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы, в чем
проявлется его сходство с водой
2NH 3 → NH 4 + + NH 2 - Константа самоионизации жидкого аммиака при -50 C
составляет примерно 10 -33 (моль / л).
Жидкий аммиак, как и вода, являются сильным ионизирующим растворителем, в котором
растворяется ряд активных металлов: щелочные, щелочноземельные, Mg, Al, а также Eu и
Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH 3 составляет несколько десятков
процентов. В жидком аммиаке NH 3 также растворяются некоторые интерметаллиды,
содержащие щелочные металлы, например Na 4 Pb 9.
Разбавленные растворы металлов в жидком аммиаке окрашены в синий цвет,
концентрированные растворы имеют металлический блеск и похожи на бронзу. При
испарении аммиака щелочные металлы выделяются в чистом виде, а щелочноземельные в виде комплексов с аммиаком [Е (NH 3) 6] обладают металлической проводимостью. При
слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH 3.
Растворенный в NH 3 металл постепенно реагирует с образованием амида:
2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 Получаемые в результате реакции с аммиаком амиды
металлов содержат отрицательный ион NH 2 -, 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.
Металлоаммиачние растворы имеют металлической электропроводностью, в них
происходит распад атомов металла на положительные ионы и электроны
сольватированные, окруженные молекулами NH 3. Металлоаммиачние растворы, в
которых есть свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.
4. Комплексообразование
Файл TetraAmmineDAquaCopper.png модель дигидротетрааммиаката меди (II), [Cu (NH 3)
4 (H 2 O) 2] 2 + Благодаря своим свойствам электронодонорных, молекулы NH 3 могут
входить как лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в
растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:
CuSO 4 + 4NH 3 → [Cu (NH 3) 4] SO 4 Ni (NO 3) 2 + 6NH 3 → [Ni (NH 3) 6] (NO 3) 2
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 меняется с зеленого (Ni (NO 3) 2) в сине-фиолетовую. Наиболее
прочные комплексы с NH 3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.
5. 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, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового
цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причем 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 с щавелевоуксусной кислоты
получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой - глутаминовая и т. д.
6. Физиологическое действие
По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и
нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический
отек легких и тяжелое поражение нервной системы. Аммиак обладает как местным, так и
резорбтивного действием.
Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также
кожные покровы. Это мы и воспринимаем 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 столкновении сжиженного
аммиака и его растворов с кожей возникает жжение, возможен химический ожог с
пузырями, язвами. Кроме того, сжиженный аммиак при испарении поглощает тепло, и при
соприкосновении с кожей возникает обморожение различной степени. Запах аммиака
ощущается при концентрации 37 мг / м.
Предельно допустимая концентрация в воздухе рабочей зоны производственного
помещения составляет 20 мг / м. Итак, если чувствуется запах аммиака, то работать без
средств защиты уже опасно. Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в
воздухе 280 мг / м, глаз - 490 мг / м. При действии в очень высоких концентрациях аммиак
вызывает поражение кожи: 7-14 г / м - эритематозно, 21 г / м и более - буллезный
дерматит. Токсический отек легких развивается при воздействии аммиака в течение часа с
концентрацией 1,5 г / м. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г / м и
более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов. Предельно допустимая
концентрация аммиака в атмосферном воздухе населенных пунктов равна: среднесуточная
0,04 мг / м, максимальная разовая 0,2 мг / м.
Мир максимальная концентрация аммиака в атмосфере (более 1 мг / м) наблюдается на
Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области
[1].
7. Применение
Аммиак относится к важнейшим 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 метода) и других продуктов
химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя.
В холодильной технике используется как холодильного агента (R717)
В медицине 10% раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется
при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также
наружно - невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга. При
неправильном применении может вызвать ожоги пищевода и желудка (в случае приема
неразбавленного 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 теплой кипяченой 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 сосудистого центров мозга, вызывая учащение дыхания и
повышение артериального давления.
Противоморозная добавка для сухих строительных растворов относится к ускорителям.
Рекомендуемая дозировка - 2 ... 8% массы компонентов сухой смеси в зависимости от
температуры применения. Аммиачная вода - продукт (NH 4 OH), представляющий собой
газообразный аммиак NН 3, растворенный в воде.
8. Получение
Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода
и азота:
N 2 (г) + 3H 2 (г) ↔ 2NH 3 (г) + 91,84 к Дж
Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические
основы метода).
Реакция происходит с выделением тепла и понижением объема. Итак, исходя из принципа
Ле-Шателье, реакцию следует проводить при возможно низких температурах и при
высоком давлении - тогда равновесие будет смещено вправо. Однако скорость реакции
при низких температурах ничтожно мала, а при высоких увеличивается скорость обратной
реакции. Проведение реакции при очень высоком давлении требует создания
специального, выдерживает высокое давление оборудования, а значит и больших
капиталовложений. Кроме того, равновесие реакции даже при 700 C устанавливается
слишком медленно для практического ее использования.
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 вышеприведенные 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 не прореагировали
азот и водород возвращают в колонну синтеза. Это оказывается более экономичным, чем
достижение более высокого выхода реакции за счет повышения давления.
Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли
аммония:
NH 4 Cl + NaOH = NH 3 ↑ + NaCl + H 2 O.
NH 4 NO 3 + NaOH = NH 3 ↑ + NaNO 3 + H 2 O.
Обычно лабораторным способом получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с
гашеной известью. 2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 ↑ + 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 перегоняли. 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) [2]. В промышленности аммиак
осушают в абсорбционных колоннах.
8.1. Расходные нормы на тонну аммиака
На производство одной тонны аммиака в России расходуется в среднем 1200 нм 3
природного газа, в Европе - 900 нм 3. [3] Подробнее [4], [5], [6], [7] (нм 3 - это
нормальный кубических метр).
Белорусский "Гродно Азот" расходует 1200 нм 3 природного газа на тонну аммиака, после
модернизации ожидается снижение расхода до 876 нм 3. [8]
Украинский производители потребляют от 750 нм 3 [9] до 1170 нм 3 [10] природного газа
на тонну аммиака.
По технологии UHDE заявляется потребление 6,7-7,4 Гкал энергоресурсов на тонну
аммиака [11].
9. 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 травматическими повреждениях кожных покровов.
При случайном поражении слизистой оболочки глаза промыть водой (по 15 мин через
каждые 10 мин) или 5% раствором борной кислоты. Масла и мази не применяют. При
поражении носа и глотки - 0,5% раствор лимонной кислоты или натуральные соки. В
случае приема внутрь пить воду, фруктовый сок, молоко, лучше - 0,5% раствор лимонной
кислоты или 1% раствор уксусной кислоты в полной нейтрализации содержимого
желудка.
Взаимодействие с другими лекарственными средствами неизвестно. ([1])
10. Производители аммиака
Производители аммиака в России
Компания 2006, тыс. т 2007, тыс. т ОАО "Тольяттиазот" 2635 2 403,3 ОАО НАК "Азот"
1526 1 514,8 ОАО "Акрон" 1526 1 114,2 ОАО "Невинномысск азот" 1065 1 087,2 ОАО
"Минудобрения" (г. Россошь ) 959 986,2 КОАО "АЗОТ" 854 957,3 ОАО "Азот" 869 920,1
ОАО "Кирово-Чепецкий хим. комбинат" 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 Итого 13
321,1 12 952,9 На долю России приходится около 9% мирового выпуска аммиака. Россия один из крупнейших мировых экспортеров аммиака. На экспорт поставляется около 25%
от общего объемам производства аммиака, что составляет около 16% мирового экспорта.
Производители аммиака на Украине
Компания 2007, тыс. т Концерн "Стирол" 1331 Одесский припортовый завод 1 128
Северодонецкое объединение Азот 1 015 "Азот" (Черкассы) 778 "Днепроазот" 515
"Ровноазhhот" 382 Итого 5148
11. Интересные факты
Пары нашатырного спирта способны менять окраску цветов. Например, голубые и синие
лепестки становятся зелеными, ярко красные - черными. [12]
Облака Юпитера состоят из аммиака.
Некоторые цветы, не имеют запаха от природы, после обработки аммиаком начинают
пахнуть. Например, приятный аромат приобретают астры [12]
Примечания
"Известия". Наука - www.izvestia.ru/science/article3130165/ Гордон А., Форд Р. Спутник
химика. / / Перевод на русский язык Розенберга Е.Л., Коппель С.И. - М.: Мир, 1976. - 544
с. ФАКТОРЫ конкурентными на рынке аммиачной-нитратные удобрения www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=6472 Аммиачные установки НА РОССИЙСКИХ
ПРЕДПРИЯТИЯХ - www.newchemistry.ru/printletter.php?n_id=5469 Производитель
аммиака и карбамида В РОССИИ (Часть I ) - www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3899
Производитель аммиака и карбамида В РОССИИ (Часть II) www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3916 Производитель аммиака и карбамида В
РОССИИ (Часть III) - www.newchemistry.ru/letter.php?n_id=3945 Лукашенко потребовал
ускорить модернизацию "Гродно Азота". 21.by news.21.by/economics/2010/07/24/112853.html Селитра аммиачная 095-2471996: Удар по
гривне - logotekagro.blogspot.com/2011/06/blog-post.html Селитра аммиачная 095 - 2471996:
Наши химики - впереди русских - logotekagro.blogspot.com/2011/05/blog-post_13.html
Технология производства аммиака - uhde.ru/files/01_ammiak.pdf ↑ 1 февраля
Искусственное изменение окраски лепестков. Удивительный мир растений www.valleyflora.ru/10.html
Этот текст может содержать ошибки.
Похожие работы | скачать
Все права защищены написать к нам
3. Добыча аммиака
В лабораторных условиях аммиак добывают обычно нагреванием смеси хлорида аммония
NH 4 Cl с гашеной известью Ca (OH) 2. Процесс образования аммиака при этом
происходит в две стадии: сначала возникает гидроксид аммония, а затем он разлагается с
выделением аммиака:


2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 = 2NH 4 OH + CaCl 2
NH 4 OH = NH 3 ↑ + H 2 O
Иногда аммиак добывают нагреванием до кипения концентрированного раствора аммиака
(гидроксида аммония). При этом NH 3 образуется по реакции, приведенной выше.
В технике главным способом добывания аммиака является прямой синтез его из азота и
водорода по реакции:

Эта реакция происходит только при очень высоких давлениях (несколько сот атмосфер),
высокой температуре и наличии катализатора.
На современных заводах синтез проводят в большинстве случаев при давлениях 250-350
атм, а иногда даже при 700-1000 атм. Чем больше давление, тем больше равновесие
реакции смещается в сторону образования NH 3, т.е. в сторону увеличения выхода
аммиака. Но процесс при очень высоких давлениях очень дорогой и экономически
невыгоден. Температуру поддерживают около 400-450 С. Ниже 400 С реакция происходит
очень медленно, а выше 450 - 500 С аммиак заметно разлагается на азот и водород.
Катализатором служит губчатое железо с примесями оксидов калия, алюминия и других
веществ.
При этом следует еще раз отметить, что не вся азотоводнева смесь превращается в аммиак
даже при высоких давлениях. Часть его остается непрореагованою. Поэтому получаемый
аммиак отделяют от непрореагованои смеси сжижения его под давлением, а к остальным
смеси добавляют новые порции азота-водородной смеси и снова направляют на синтез.
Значительные количества аммиака получают как побочный продукт при коксовании
каменного угля. В каменном угле, как уже говорилось, содержится от 1 до 2,5% азота. При
коксовании угля большая часть этого азота выделяется в виде аммиака. Его удаляют, из
коксового газа пропусканием газа через воду. При этом аммиак растворяется и образует
так называемую аммиачную воду. Эту воду нейтрализуют серной кислотой и получают
сульфат аммония, который используется как азотное удобрение.
К концу прошлого века этот способ был единственным промышленным способом
добывания аммиака. Лишь в 20-х годах, нашего века, когда распространился
синтетический способ, он потерял свое значение.
4. Применение
Аммиак - один из важнейших продуктов современной химической промышленности.
Главной отраслью его применения является производство азотной кислоты и азотных
удобрений. Кроме того, аммиак используют для производства многих других химических
продуктов. В последнее время сжиженный аммиак и водный раствор аммиака стали
широко применять непосредственно как азотное удобрение.
5. Производство в Украине
Дмитрий Фирташ, и связанные с ним структуры сосредоточили в своих руках
производство 100% селитры в Украину, 80% карбамида и 75% аммиака. [3].
Примечания
1. NIST Chemistry WebBook - (Website page of the National Institute of Standards and
Technology) URL last accessed 15 May 2007
2. MSDS Sheet - www.wdserviceco.com/03aug06MSDS/msdsANH.pdf from WD Service
Co.
3. "Олигарх всея селитры". "Украинская неделя", № 9 (174) 4-10 марта 2011, с. 7
Литература
В Википедии есть портал
"Химия"


Украинская советская энциклопедия. В 12-ти томах. / Под ред. М. Бажана. - 2-е изд.
- М., 1974-1985.
Ф. А. Деркач "Химия" Л. 1968
http://nado.znate.ru