Аммиак
Общие
Систематическое наименование	Нитрид водорода
Традиционные названия	Аммиак аммониак
Хим. формула	NH 3
Рац. формула	NH 3
Физические свойства
Состояние	Газообразное
Молярная масса	17,0306 г/ моль
Плотность	0,7723 (н. у.)
Энергия ионизации	10,18 ± 0,01 эВ [2] и 10,16 эВ [3]
Термические свойства
Температура
?  плавления	?77,73 °C
?  кипения	?33,34 °C
?  самовоспламенения	651 ± 1 °C [1]
Пределы взрываемости	15 ± 1 об.% [2]
Критическая точка	132,25?°C
Энтальпия
?  образования	?45,94 кДж/моль
Удельная теплота испарения	1370 кДж/кг
Давление пара	8,5 ± 0,1 атм [2]
Химические свойства
Константа диссоциации кислоты ${\displaystyle pK_{a}}$	9,21 ± 0,01 [4]
Растворимость
? в воде	89,9 (при 0?°C)
Структура
Дипольный момент	4,9E?30 Кл·м [3]
Классификация
Рег. номер CAS	[7664-41-7]
PubChem	222
Рег. номер EINECS	231-635-3
SMILES	N
InChI	InChI=1S/H3N/h1H3 QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
RTECS	BO0875000
ChEBI	16134
Номер ООН	1005
ChemSpider	217
Безопасность
Предельная концентрация	20 мг/м 3
ЛД 50	200?1490 мг/кг
Токсичность	Зарегистрированные препараты аммиака относятся к 4-му классу опасности для человека, обладают общетоксичным действием.
Пиктограммы ECB
NFPA 704	1 3 0 COR
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Аммиа?к ( нитрид водорода , гидрид азота, аммониа?к , химическая формула ? NH ₃ ) ? бинарное неорганическое химическое соединение , молекула которого состоит из одного атома азота и трёх атомов водорода .

При нормальных условиях , аммиак  ? это бесцветный газ с резким характерным запахом .

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности , ежегодное его мировое производство превышает 180 млн тонн. Возможное его использование в качестве энергоносителя может привести к увеличению спроса на Аммиак до миллиардов тонн в год. ^{[ источник не указан 320 дней ]}

Плотность аммиака почти вдвое меньше, чем у воздуха . Токсичен, ПДКр.з. составляет 20 мг/м ³ ? 4-й класс опасности ( малоопасные вещества ) в соответствии ГОСТ 12.1.007-76. Растворимость аммиака в воде чрезвычайно велика ? около 1200 объёмов (при 0?°C) или 700 объёмов (при 20?°C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R ? англ.   refrigerant ( хладагент ), 7 ? тип хладагента ( неорганическое соединение ), 17 ? молекулярная масса .

Молекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи ${\displaystyle {\ce {N-H}}}$), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму с ионом водорода, образуя ион аммония ${\displaystyle {\ce {NH4^+}}}$. Несвязывающее двухэлектронное облако строго ориентировано в пространстве, поэтому 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 меньшие плотность, вязкость (в 7 раз меньше вязкости воды), проводимость (почти не проводит электрический ток) и диэлектрическую проницаемость. Это в некоторой степени объясняется тем, что прочность водородных связей в жидком аммиаке существенно ниже, чем у воды; а также тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не даёт возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4  кг/м ³ , сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт образования водородных связей. Жидкий аммиак ? хороший растворитель для очень большого числа органических, а также для многих неорганических соединений. Твёрдый аммиак ? кубические кристаллы.

• Благодаря наличию неподелённой электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Брёнстеда или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония :

${\displaystyle {\ce {NH3 + H+ -> NH4+}}}$.

• Водный раствор аммиака (≪ нашатырный спирт ≫) имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

${\displaystyle {\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}}$, K _o =1,8?10 ^?5

• Взаимодействуя с кислотами, даёт соответствующие соли аммония:

${\displaystyle {\ce {NH3 + HNO3 -> NH4NO3}}}$

• Аммиак также способен образовывать с металлами соли ? амиды , имиды и нитриды . Соединения, содержащие ионы ${\displaystyle {\ce {NH2-}}}$, называются амидами, ${\displaystyle {\ce {NH^{2-}}}}$ ? имидами, а ${\displaystyle {\ce {N^{3-}}}}$ ? нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

${\displaystyle {\ce {2NH3 + 2K -> 2KNH2 + H2 ^}}}$.

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 ${\displaystyle {\ce {OH-}}}$ и ${\displaystyle {\ce {NH2-}}}$, а также молекулы ${\displaystyle {\ce {H2O}}}$ и ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

${\displaystyle {\ce {NaNH2 + H2O -> NaOH + NH3 ^}}}$.

и в спиртах:

${\displaystyle {\ce {KNH2 + C2H5OH -> C2H5OK + NH3 ^}}}$.

Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:

${\displaystyle {\ce {KNH2\rightleftarrows {K+}+NH2-}}}$.

Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в малиновый цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: ${\displaystyle {\ce {LiNH2}}}$ ? нерастворим, ${\displaystyle {\ce {NaNH2}}}$ ? малорастворим, ${\displaystyle {\ce {KNH2}}}$, ${\displaystyle {\ce {RbNH2}}}$ и ${\displaystyle {\ce {CsNH2}}}$ ? хорошо растворимы.

• При нагревании аммиак разлагается, проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты :

${\displaystyle {\ce {2NH3->[1200{\text{?}}1300~^{\circ }{\text{C}}]{N2}+3H2}}}$ (реакция обратима),

${\displaystyle {\ce {4NH3 + 3O2 -> 2N2 ^ + 6H2O}}}$ (без катализатора, при повышенной температуре),

${\displaystyle {\ce {4NH3 + 5O2 -> 4NO ^ + 6H2O}}}$ (в присутствии катализатора, при повышенной температуре).

На восстановительной способности ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ основано применение нашатыря ${\displaystyle {\ce {NH4Cl}}}$ для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

${\displaystyle {\ce {3CuO + 2NH4Cl -> 3Cu + 3H2O + 2HCl + N_2}}}$

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин :

${\displaystyle {\ce {2NH3 + NaOCl -> N2H4 + NaCl + H2O}}}$

Концентрированная хлорная кислота окисляет аммиак до азотной кислоты :

${\displaystyle {\ce {NH3 + HClO4 -> HCl + HNO3 + H2O}}}$

• 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):

${\displaystyle {\ce {NH3 + CH3Cl -> [CH3NH3]Cl}}}$ (гидрохлорид метиламмония).

• С карбоновыми кислотами , их ангидридами , галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами  ? основания Шиффа , которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование ).
• При 1000?°C аммиак реагирует с углём , образуя синильную кислоту ${\displaystyle {\ce {HCN}}}$ и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном , образуя ту же самую синильную кислоту:

${\displaystyle {\ce {2CH4 + 2NH3 + 3O2 -> 2HCN ^ + 6H2O}}}$,

• ${\displaystyle {\ce {NH4OH -> NH3 ^ + H2O}}}$.
• C солями меди и с серебром образует комплексные соли-аммиакаты

${\displaystyle {\ce {Cu(NO3)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](NO3)2}}}$,

${\displaystyle {\ce {Cu3(PO4)2 + 12NH3 -> [Cu(NH3)4]3(PO4)2}}}$,

${\displaystyle {\ce {Cu(CH3COO)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](CH3COO)2}}}$,

${\displaystyle {\ce {AgNO3 + 2NH3 -> [Ag(NH3)2]NO3}}}$.

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году , который назвал его ≪щелочной воздух≫ ( англ.   alkaline air ) ^[5] . Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака ^[6] . 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 ^[7] .

Аммиак (в европейских языках его название звучит как ≪аммониак≫) от др.-греч. hals ammoniakos  ? название нашатыря, который получали в оазисе Аммониум в Ливийской пустыне ^[8] , расположенном 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 ^{[ источник не указан 1731 день ]} . Так называли людей, поклоняющихся богу Амону . Они во время своих ритуальных обрядов нюхали минерал нашатырь (NH ₄ Cl), который при нагревании испаряет аммиак ^{[ источник не указан 1731 день ]} .

Аммиак сжижается при температуре ?36?°С, или комнатной температуре и давлении около 8,5 атмосфер, что делает удобным его хранение и транспортировку в жидком виде (см. аммиакопровод ).

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы (автопротолиз), в чём проявляется его сходство с водой :

${\displaystyle {\ce {2NH3 -> NH4^+ + NH2^-}}}$.

Константа самоионизации жидкого аммиака при ?50?°C составляет примерно 10 ^?33 (моль/л ² ).

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные , щёлочноземельные , ${\displaystyle {\ce {Mg}}}$, ${\displaystyle {\ce {Al}}}$, а также ${\displaystyle {\ce {Eu}}}$ и ${\displaystyle {\ce {Yb}}}$. В отличие от воды, с жидким аммиаком данные металлы не реагируют, а именно растворяются и могут быть выделены в исходном виде при испарении растворителя. Растворимость щелочных металлов в жидком ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ также растворяются некоторые интерметаллиды , содержащие щелочные металлы, например, ${\displaystyle {\ce {Na4Pb9}}}$.

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 щёлочноземельные ? в виде комплексов с аммиаком ${\displaystyle {\ce {[{\text{Э}}(NH3)6]}}}$, обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$.

Растворённый в ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ металл постепенно реагирует с образованием амида :

${\displaystyle {\ce {2Na + 2NH3 -> 2NaNH2 + H2}}}$.

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион ${\displaystyle {\ce {NH2^-}}}$, который также образуется при самоионизации аммиака. Таким образом, амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Скорость реакции возрастает при переходе от ${\displaystyle {\ce {Li}}}$ к ${\displaystyle {\ce {Cs}}}$. Реакция значительно ускоряется в присутствии даже небольших примесей ${\displaystyle {\ce {H2O}}}$.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической проводимостью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окружённые молекулами ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

Многие соли имеют иную растворимость в жидком аммиаке по сравнению с водой. Сравнительная растворимость некоторых солей в воде и жидком аммиаке (г соли на 100 г растворителя) приведена в таблице ниже ^[9] :

Растворитель	AgI	Ba(NO 3 ) 2	KI	NaCl	BaCl 2	ZnCl 2
H 2 O	0	9	144	36	36	367
NH 3	207	97	182	3	0	0

Из-за такой различной растворимости многие реакции в среде жидкого аммиака протекают иначе, чем в воде. Например:

${\displaystyle {\mathsf {Ba(NO_{3})_{2}+2AgCl=BaCl_{2}\downarrow +2AgNO_{3}}}}$

В воде эта реакция протекает в обратную сторону.

Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH ₃ могут входить в качестве лиганда в состав комплексных соединений . Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

${\displaystyle {\ce {CuSO4 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]SO4}}}$.

${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2 + 6NH3 -> [Ni(NH3)6](NO3)2}}}$.

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора. Так, в первой реакции голубой цвет ( ${\displaystyle {\ce {CuSO4}}}$) переходит в тёмно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зелёной ( ${\displaystyle {\ce {Ni(NO3)2}}}$) в сине-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$ образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

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 ${\displaystyle {\ce {N2}}}$. 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 ^[11] с помощью ферментов, называемых нитрогеназами .

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 ^[12] . 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 ^[13] .

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 ( ${\displaystyle {\ce {NH3 + H^+ -> NH4^+}}}$) и тем самым ещё больше способствовать выведению кислот из организма ^[14] .

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 ^[15] .

Поскольку аммиак образуется при гниении белка , наличие его в природных водах служит признаком их загрязнённости ^[16] .

Аммиак относится к токсичным веществам, 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 ^[17] . 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 ^[18] .

Предельно допустимая концентрация аммиака в воздухе рабочей зоны производственного помещения ( ПДКр.з. ) составляет 20 мг/м ^{3 [19]} . В атмосферном воздухе населённых пунктов и в жилых помещениях среднесуточная концентрация аммиака ( ПДКс.с. ) не должна превышать 0,04 мг/м ^{3 [20]} . Максимальная разовая концентрация в атмосфере ? 0,2 мг/м ³ . Таким образом, ощущение запаха аммиака свидетельствует о превышении допустимых норм.

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.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 мг/м ³ ) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Туркестанской (ранее ? Южно-Казахстанской) области Казахстана ^[21] .

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 ${\displaystyle {\ce {NH3.H2O}}}$ ? продукт, представляющий собой газообразный аммиак ${\displaystyle {\ce {NH3}}}$, растворённый в воде.

В цветоводстве пары нашатырного спирта используются для изменения окраски цветов. Например, голубые и синие лепестки становятся зелёными, ярко-красные ? чёрными ^[22] . Некоторые цветы, такие как астры , не имеющие запаха от природы, после обработки аммиаком приобретают приятный аромат ^[22] .

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота ( процесс Габера ):

${\displaystyle {\ce {N2\ +\ 3H2\rightleftarrows 2NH3}}}$ + 91,84 к Дж .

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 ^[23] :

	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

${\displaystyle {\ce {CaCN2 + 3H2O -> CaCO3 + 2NH3 ^}}}$

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:

${\displaystyle {\ce {NH4Cl + NaOH -> NH3 ^ + NaCl + H2O}}}$.

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

${\displaystyle {\ce {2NH4Cl + Ca(OH)2 -> CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O}}}$

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) ^[24] . В промышленности аммиак осушают в абсорбционных колоннах ^{[ источник не указан 1731 день ]} .

На производство одной тонны аммиака в России на 2007 год расходуется в среднем 1200 н.м ³ природного газа, в Европе ? 900 н.м ^{3 [25] [26] [27] [28] [29]} .

Белорусский ≪Гродно Азот≫ расходует 1200 н.м ³ природного газа на тонну аммиака, после модернизации ожидается снижение расхода до 876 н.м ^{3 [30]} .

Украинские производители потребляют от 750 н.м ^{3 [31]} до 1170 н.м ^{3 [32]} природного газа на тонну аммиака.

По технологии UHDE заявляется потребление 6,7?7,4 Гкал энергоресурсов на тонну аммиака ^[33] .

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 в России

Компания	2006, тыс. т	2007, тыс. т
ОАО ≪Тольяттиазот≫	2634	2 403,3
ОАО НАК ≪Азот≫	1526	1 514,8
ОАО ≪Акрон≫	1526	1 114,2
ОАО ≪ Невинномысский азот ≫, г. Невинномысск	1065	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	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	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 ^[34] .

Производители аммиака на Украине ^{[ источник не указан 1731 день ]}

Компания	2008
ПАО ≪Концерн Стирол≫	1331
Одесский припортовый завод	1128
Северодонецкое объединение Азот	1015
≪Азот≫ (Черкассы)	0 778
≪Днепроазот≫ г. Днепродзержинск	0 515
≪Ровноазот≫	0 382
Итого	5149

• Аммониак
• Азотистоводородная кислота

• 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.

• Аммиак, газ // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона  : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). ? СПб. , 1890?1907.
• Аммиак водный // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона  : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). ? СПб. , 1890?1907.
• Аммониак // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона  : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). ? СПб. , 1890?1907.
• Аммониемия // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона  : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). ? СПб. , 1890?1907.
• Ammonia   (англ.) . NIST Chemistry WebBook . U.S. Secretary of Commerce on behalf of the United States of America. Дата обращения: 28 марта 2021.