Азотные и азотосодержащие удобрения

Хлористый аммоний

Хотя это удобрение, представляющее собой белый или желтый кристаллический порошок, содержит довольно большую долю азота – до 25 %, его не очень жалуют садоводы и огородники. Причина заключается в том, что еще больше в нем хлора – до двух третей от общей массы тука.

Большинство овощных и плодово-ягодных культур отрицательно реагируют на этот компонент: не случайно ведь хлорированную воду перед поливом растений настоятельно советуют отстаивать, чтобы вредный хлор перешел в газообразное состояние и улетучился. Особенно плохо он влияет на развитие картофеля, огурцов, томатов, салата, малины, красной и черной смородины, земляники.

В остальном действие хлористого аммония аналогично сульфату аммония. Так же подкисляется почва, часть азота переходит в нитратную форму. Каких-либо преимуществ у этого удобрения нет, и использовать его на дачных и приусадебных участках, по всей видимости, нет резона.

Этот тук более всего подходит для сельскохозяйственных предприятий, выращивающих на больших площадях зерновые культуры. Они «равнодуш ны» к хлору, а использование хлористого аммония экономически выгодно, поскольку это вещество является побочным продуктом при производстве соды и потому относительно недорогое.

Содержит ли артезианская вода радионуклиды и в каких количествах?

       Артезианские подземные воды   являются резервным источником воды   для нужд населения в чрезвычайных и кризисных ситуациях. Состав и состояние природных вод   под влиянием различных факторов могут претерпевать серьезные изменения. Как правило, переход радионуклидов из вмещающих пород в    воду  является результатом таких процессов, как растворение неустойчивых минералов и выщелачивание, т.е. переход элементов из минерала в раствор без нарушения целостности кристаллической решетки. Вследствие этого происходит нарушение радиоактивного равновесия в рядах урана (238,235U) и тория ((232Th), обусловленное различиями в миграционных характеристиках и геохимических свойствах радиоактивных элементов и их изотопов, т.е. в   водах , в отличие от горных пород и почв, соотношения между разными радионуклидами и изотопами одного элемента могут отличаться от равновесных в десятки и сотни раз.Солевой и радионуклидный состав природных  вод  вариьрует в очень широком диапазоне, в зависимости от типа  воды (речные, озерные, грунтовые, подземные), климатических условий преобладание осадков или испарения), состава вмещающих пород, тектонических особенностей района.При этом, как правило, природная радиоактивность обусловлена прежде всего присутствием изотопов урана (238,235U), радия (226,228,224Ra), радона (222,220Rn), полония(210Po), свинца(210Pb), и калия(40K). Содержание тория(232Th) в  водах   весьма низкое, но могут встречаться повышенные активности его менее долгоживущих изотопов (228,230Th). Диапазон вариаций природных содержаний одного радионуклида даже в водах    одного типа в пределах одной климатической зоны может достигать одного порядка, а в разных климатических зонах – 2-4 порядков.

Получение

Разложение нитрита аммония

В лабораториях его можно получать по реакции разложения нитрита аммония:

NH4NO2⟶N2↑+2H2O{\displaystyle {\ce {NH4NO2 -> N2 ^ + 2H2O}}}

Реакция экзотермическая, идёт с выделением 80 ккал (335 кДж), поэтому требуется охлаждение сосуда при её протекании (хотя для начала реакции требуется нагревание нитрита аммония).

Практически эту реакцию выполняют, добавляя по каплям насыщенный раствор нитрита натрия в нагретый насыщенный раствор сульфата аммония, при этом образующийся в результате обменной реакции нитрит аммония мгновенно разлагается.

Выделяющийся при этом газ загрязнён аммиаком, оксидом азота (I) и кислородом, от которых его очищают, последовательно пропуская через растворы серной кислоты, сульфата железа(II) и над раскалённой медью. Затем азот осушают.

Нагревание дихромата калия с сульфатом аммония

Ещё один лабораторный способ получения азота — нагревание смеси дихромата калия и сульфата аммония (в соотношении 2:1 по массе). Реакция описывается уравнениями:

K2Cr2O7+(NH4)2SO4⟶(NH4)2Cr2O7+K2SO4{\displaystyle {\ce {K2Cr2O7 + (NH4)2SO4 -> (NH4)2Cr2O7 + K2SO4}}}

(NH4)2Cr2O7⟶N2↑+Cr2O3+4H2O{\displaystyle {\ce {(NH4)2Cr2O7 -> N2 ^ + Cr2O3 + 4 H2O}}}

Разложение азидов

Наиболее чистый азот можно получить разложением азидов металлов:

2NaN3→t2Na+3N2↑{\displaystyle {\ce {2NaN3 -> 2Na + 3N2 ^}}}

Реакция воздуха с раскалённым коксом

Так называемый «воздушный», или «атмосферный» азот, то есть смесь азота с благородными газами, получают путём реакции воздуха с раскалённым коксом, при этом образуется так называемый «генераторный», или «воздушный», газ — сырьё для химических синтезов и топливо. При необходимости из него можно выделить азот, поглотив монооксид углерода.

Перегонка воздуха

Молекулярный азот в промышленности получают фракционной перегонкой жидкого воздуха. Этим методом можно получить и «атмосферный азот». Также широко применяются азотные установки и станции, в которых используется метод адсорбционного и мембранного газоразделения.

Пропускание аммиака над оксидом меди (II)

Один из лабораторных способов — пропускание аммиака над оксидом меди(II) при температуре ~700 °C:

3CuO+2NH3→tN2↑+3Cu↓+3H2O{\displaystyle {\ce {3CuO + 2NH3 -> N2 ^ + 3Cu v + 3H2O}}}

Аммиак берут из его насыщенного раствора при нагревании. Количество CuO в 2 раза больше расчётного. Непосредственно перед применением азот очищают от примеси кислорода и аммиака пропусканием над медью и её оксидом (II) (тоже ~700 °C), затем сушат концентрированной серной кислотой и сухой щёлочью.
Процесс происходит довольно медленно, но он того стоит: газ получается весьма чистый.

Кислородные соединения азота

Азот образует с кислородом несколько соединений, в которых проявляет различные степени окисления. Существует закись азота N2О, или, как ее называют, «веселящий газ». В ней азот проявляет степень окисления + 1. В окиси азота NO азот проявляет степень окисления + 2, в азотистом ангидриде N2О3 — + 3, в двуокиси азота NО2 — +4, в пятиокиси азота, или азотном ангидриде, N2О5 — +5. Закись азота N2О — несолеобразующий окисел. Это газ, довольно хорошо растворимый в воде, но в реакцию с водой не вступающий. Закись азота в смеси с кислородом (80% N2O и 20% О2) производит наркотизирующее действие и применяется для так называемого газового наркоза, преимущество которого в том, что он не имеет длительного последействия. Остальные окислы азота сильно ядовиты. Ядовитое действие их сказывается обычно через несколько часов после вдыхания. Первая помощь состоит в приеме внутрь большого количества молока, вдыхании чистого кислорода, пострадавшему должен быть обеспечен покой.

■ 28. Перечислите возможные степени окисления азота и окислы, отвечающие этим степеням окисления. 29. Какие меры первой помощи следует принимать при отравлениях окислами азота? (См. Ответ)

Наиболее интересными и важными окислами азота являются окись и двуокись азота, которые мы и будем изучать. Окись азота NО образуется из азота и кислорода при сильных электрических разрядах. В воздухе во время грозы наблюдается иногда образование окиси азота, но в очень небольших количествах. Окись азота бесцветный газ, не имеющий запаха. В воде окись азота нерастворима, поэтому ее можно собирать над водой в тех случаях, когда получение ведется лабораторным способом. В лаборатории окись азота получают из умеренно концентрированной азотной кислоты действием ее на медь: HNО3 + Сu → Cu(NO3)2 + NO + Н2О В этом уравнении самостоятельно расставьте коэффициенты. Окись азота можно получить и другими способами, например в пламени электрической дуги: N2 + O2 ⇄ 2NO. В производстве азотной кислоты окись азота получают каталитическим окислением аммиака, о котором говорилось в § 68, стр. 235. Окись азота является несолеобразующим окислом. Она легко окисляется кислородом воздуха и превращается при этом в двуокись азота NO2. Если окисление производить в стеклянном сосуде, то бесцветная окись азота превращается в бурый газ — двуокись азота.

■ 30. При взаимодействии меди с азотной кислотой выделилось 5,6 л окиси азота. Рассчитайте, сколько прореагировало меди и сколько образовалось соли. (См. Ответ)

Двуокись азота NO2 — бурый газ с характерным запахом. Хорошо растворяется в воде, так как реагирует с водой по уравнению: 3NO2 + Н2O = 2HNO3 + NO В присутствии кислорода можно получить только азотную кислоту: 4NO2 + 2Н2О + O2 = 4HNO3 Молекулы двуокиси азота NO2 довольно легко соединяются попарно и образуют четырехокись азота N2O4 — бесцветную жидкость, структурная формула которой

Этот процесс происходит на холоде. При нагревании четырехокись азота вновь переходит в двуокись. Двуокись азота — кислотный окисел, так как может реагировать с щелочами, образуя соль и воду. Однако вследствие того, что атомы азота в модификации N2O4 имеют различное число валентных связей, при взаимодействии двуокиси азота со щелочью образуются две соли — нитрат и нитрит: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O Получают двуокись азота, как уже говорилось выше, окислением окиси: 2NO + О2 = 2NO2 Кроме того, двуокись азота получают действием концентрированной азотной кислоты на медь: Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (конц.) или лучше прокаливанием нитрата свинца: 2Pb(NO3)2 = 2РbO + 4NO2 + О2

■ 31. Перечислите способы получения двуокиси азота, приведя уравнения соответствующих реакций. (См. Ответ)

32. Изобразите схему строения атома азота в степени окисления +4 и объясните, каким должно быть его поведение в окислительно-восстановительных реакциях. 33. В концентрированную азотную кислоту поместили 32 г смеси меди и окиси меди. Содержание меди в смеси 20%. Какой объем какого газа при этом выделится. Сколько грамм-молекул соли при этом получается? (См. Ответ)

Физиологическое действие и токсикология

Аммиак NH₃ (аммониак, нитрид водорода) относится к умеренно-токсичным химическим веществам, однако в больших концентрациях (как и другие пниктогеноводороды) он может стать сильным ядом для человека.

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.

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

Раздражение зева проявляется при содержании аммиака в воздухе 280 мг/м³, глаз — 490 мг/м³. При действии в очень высоких концентрациях аммиак вызывает поражение кожи: 7—14 г/м³ — эритематозный, 21 г/м³ и более — буллёзный дерматит. Токсический отёк лёгких развивается при воздействии аммиака в течение часа с концентрацией 1,5 г/м³. Кратковременное воздействие аммиака в концентрации 3,5 г/м³ и более быстро приводит к развитию общетоксических эффектов.

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

Комплексообразование

Благодаря своим электронодонорным свойствам молекулы NH₃ могут входить в качестве лиганда в комплексные соединения. Так, введение избытка аммиака в растворы солей d-металлов приводит к образованию их аминокомплексов:

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

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

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

Применение

Газообразный азот

Промышленное применение газообразного азота обусловлено его инертными свойствами. Газообразный азот пожаро- и взрывобезопасен, препятствует окислению, гниению. В нефтедобывающей промышленности газообразный азот применяется для обеспечения безопасного бурения, используется в процессе капитального и текущего ремонта скважин. Кроме того, газообразный азот высокого давления используют в газовых методах повышения нефтеотдачи пласта. В нефтехимии азот применяется для продувки резервуаров и трубопроводов, проверки работы трубопроводов под давлением, увеличения выработки месторождений. В горнодобывающем деле азот может использоваться для создания в шахтах взрывобезопасной среды, для распирания пластов породы, тушения эндогенных пожаров. В производстве электроники азот применяется для продувки областей, не допускающих наличия окисляющего кислорода. Если в процессе, традиционно проходящем с использованием воздуха, окисление или гниение являются негативными факторами, азот может успешно заместить воздух.

Газообразным азотом заполняют камеры шин шасси летательных аппаратов. Кроме того, в последнее время заполнение шин азотом стало популярно и среди автолюбителей, хотя однозначных доказательств эффективности использования азота вместо воздуха для наполнения автомобильных шин нет.

Жидкий азот

Слабокипящий жидкий азот в металлическом стакане

Жидкий азот применяется как хладагент и для криотерапии.

Важной областью применения азота является его использование для дальнейшего синтеза самых разнообразных соединений, содержащих азот, таких, как аммиак, азотные удобрения, взрывчатые вещества, красители и т. п. Более 3/4 промышленного азота идёт на синтез аммиака

Большие количества азота используются в коксовом производстве («сухое тушение кокса») при выгрузке кокса из коксовых батарей, а также для «передавливания» топлива в ракетах из баков в насосы или двигатели.

В пищевой промышленности азот зарегистрирован в качестве пищевой добавки E941, как газовая среда для упаковки и хранения, хладагент, а жидкий азот применяется при разливе масел и негазированных напитков для создания избыточного давления и инертной среды в мягкой таре.

Жидкий азот нередко демонстрируется в кинофильмах в качестве вещества, способного мгновенно заморозить достаточно крупные объекты. Это широко распространённое заблуждение. Даже для замораживания цветка необходимо достаточно продолжительное время. Это связано отчасти с весьма низкой теплоёмкостью азота. По этой же причине весьма затруднительно охлаждать, скажем, замки до −196 °C и раскалывать их одним ударом.

Литр жидкого азота, испаряясь и нагреваясь до 20 °C, образует примерно 700 литров газа. По этой причине жидкий азот хранят в специальных сосудах Дьюара с вакуумной изоляцией открытого типа или криогенных ёмкостях под давлением. На этом же факте основан принцип тушения пожаров жидким азотом. Испаряясь, азот вытесняет кислород, необходимый для горения, и пожар прекращается. Так как азот, в отличие от воды, пены или порошка, просто испаряется и выветривается, азотное пожаротушение — самый эффективный с точки зрения сохранности ценностей механизм тушения пожаров.

Заморозка жидким азотом живых существ с возможностью последующей их разморозки проблематична. Проблема заключается в невозможности заморозить (и разморозить) существо достаточно быстро, чтобы неоднородность заморозки не сказалась на его жизненных функциях. Станислав Лем, фантазируя на эту тему в книге «Фиаско», придумал экстренную систему заморозки азотом, в которой шланг с азотом, выбивая зубы, вонзался в рот астронавта и внутрь его подавался обильный поток азота.

В качестве легирующей добавки к кремнию, образует высокопрочное соединение (керамику) нитрид кремния, обладающее высокой вязкостью и прочностью.

Примечания

1. ↑
2. Correlation of the Base Strengths of Amines 1 (англ.) // J. Am. Chem. Soc.
3. Малина И.К. Синтез аммиака // Книга для чтения по неорганической химии. Пособие для учащихся. Ч. II. — М.: Просвещение, 1975. — С. 52—62.
4. Adjei, M. B.; Quesenberry, K. H. and Chamblis, C. G. . University of Florida IFAS Extension (июнь 2002).
5. Zschocke, Johannes, and Georg Hoffman. Vademecum Metabolism (неопр.). — Friedrichsdorf, Germany: Milupa GmbH, 2004.
6. Rose, Burton, and Helmut Rennke. Renal Pathophysiology (неопр.). — Baltimore: Williams & Wilkins (англ.)русск., 1994. — ISBN 0-683-07354-0.
7. Campbell, Neil A. (англ.)русск.. 44 // Biology (неопр.). — 6th. — San Francisco: Pearson Education, Inc (англ.)русск., 2002. — С. 937—938. — ISBN 0-8053-6624-5.
8. ГОСТ 12.1.005-88. Система стандартов безопасности труда. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны
9. СанПиН 2.1.2.1002-00. Санитарно-эпидемиологические требования к жилым зданиям и помещениям
10. Ходаков Ю. В., Эпштейн Д. А., Глориозов П. А. § 19. Взаимодействие азота с водородом // Неорганическая химия. Учебник для 9 класса. — 7-е изд. — М.: Просвещение, 1976. — С. 38—41. — 2 350 000 экз.
11. Гордон А., Форд Р. Спутник химика.//Перевод на русский язык Розенберга Е. Л., Коппель С. И. — М.: Мир, 1976. — 544 с.
12.  (недоступная ссылка). Дата обращения 16 августа 2011.
13.  (недоступная ссылка).
14. ↑

Аммонийный азот

Аммонийный азот определяют методом отгонки из щелочного раствора или формалиновым методом.
 

Аммонийный азот определяют фотометрическим методом, основанным на образовании в щелочной среде желто-коричневого соединения иона аммония с иодомеркуриатом калия ( см. стр.
 

Аммонийный азот со своими тетраэдрически расположенными четырьмя заместителями подобен в стереохимическом отношении 5р3 — гибридизованному углероду.
 

Аммонийный азот в очищенных водах либо отсутствовал совсем, либо присутствовал в незначительных количествах ( 0 07 — 0 4 мг / л), нитраты содержались во всех пробах в концентрациях 5 8 — 19 3 мг / л, что свидетельствует о глубине процесса минерализации.
 

Аммонийный азот со своими четырьмя заместителями подобен в стереохимическом отношении углероду.
 

Аммонийный азот, огромная роль которого в жизни растений была впервые установлена работами Д. Н. Прянишникова, как оказалось в результате исследований, проведенных в последние годы, во многих случаях может быть более эффективно использован, чем нитратный, если только устранено побочное влияние физиологической или биологической кислотности аммонийных солей. Последнее, как известно, при необходимости ( на кислых почвах) может быть достигнуто применением извести или других нейтрализующих материалов.
 

Аммонийный азот находится в почве в форме поглощенного ( обменного) катиона и в виде водно-растворимых солей.
 

Аммонийный азот со своими тетраэдрически расположенными четырьмя заместителями подобен в стереохимическом отношении 5р3 — гибридизованному углероду.
 

Аммонийный азот удобрений при благоприятных условиях быстрее усваивается растениями.
 

Определению аммонийного азота с реактивом Несслера мешают соединения о несколькими 9ми днями группами, алифатические и ароматические амины, спирты, альдегиде, ацетон, органические хлор-амины и др. органические соединения, реагирующие о реактивом Несслера.
 

Количество аммонийного азота определяется путем отгона и улавливания NH3 из щелочной среды после подщелачивания кислой пробы.
 

Удаление аммонийного азота с помощью клиноптилолита предполагается осуществить на станции восстановления качества воды у оз.
 

Определению аммонийного азота с реактивом Несслера метают соединения с несколькими амиднями группами, алифатические и ароматические амины, спирты, альдегиде, ацетон, органические uep — аиинв я др. органические соединения, реагирующие с реактивом Несслера.
 

Определение аммонийного азота основано на образовании гексаметилентет-рамина при взаимодействии солей аммония с формалином. При этом выделяется минеральная кислота в количестве, эквивалентном находящимся в пробе аммонийным солям. Кислоту титруют раствором едкого натра, 1 мл которого соответствует 1 мг азота аммонийных солей. При подготовке пробы для осаждения углекислых солей добавляют хлористый барий.
 

Содержание аммонийного азота ( х) вычисляют по формуле, аналогичной приведенной на стр.
 

Литература

• Парин В. В., Космолинский Ф. П., Душков Б. А. Космическая биология и медицина. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Просвещение, 1975. — 224 с.
• Гусакова Н. В. Химия окружающей среды» Ростов-на-Дону: Феникс, 2004, 192 с. ISBN 5-222-05386-5
• Соколов В. А. Геохимия природных газов. — М., 1971.
• МакИвен М., Филлипс Л. Химия атмосферы. — М., 1978.
• Уорк K., Уорнер С. Загрязнение воздуха. Источники и контроль, пер. с англ., М.. 1980;
• Мониторинг фонового загрязнения природных сред. в. 1, Л., 1982.
• ГОСТ 4401-81 «Атмосфера стандартная. Параметры»
• ГОСТ Р 53460-2009 «Глобальная справочная атмосфера для высот от 0 до 120 км для аэрокосмической практики. Параметры»
• ГОСТ 24631-81 «Атмосферы справочные. Параметры»

Жидкий аммиак

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

2NH3⟶NH4++NH2−{\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, Mg{\displaystyle {\ce {Mg}}}, Al{\displaystyle {\ce {Al}}}, а также Eu{\displaystyle {\ce {Eu}}} и Yb{\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 NH3{\displaystyle {\ce {NH3}}} составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH3{\displaystyle {\ce {NH3}}} также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например, Na4Pb9{\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 Э(NH3)6{\displaystyle {\ce {}}}, обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3{\displaystyle {\ce {NH3}}}.

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

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

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

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

Применение

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.

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

Азотистая кислота и нитриты

Азотистая кислота HNO2 — очень слабая неустойчивая кислота. Она существует лишь в разбавленных растворах (степень диссоциации а =6,3% в 0,1 н. растворе). Азотистая кислота легко разлагается с образованием окиси и двуокиси азота 2HNO2 = NO + NO2 + Н2O. Степень окисления азота в азотистой кислоте +3. При такой степени окисления условно можно считать, что с внешнего слоя атома азота отдано 3 электрона и еще осталось 2 валентных электрона. В связи с этим для N+3 в окислительно-восстановительных реакциях существуют две возможности: он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства в зависимости от того, в какую среду—окислительную или восстановительную — попадает. Соли азотистой кислоты называются нитритами. Действуя на нитриты серной кислотой, можно получить азотистую кислоту: 2NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2HNO2. Нитриты представляют собой соли, довольно хорошо растворимые в воде. Как и сама азотистая кислота, нитриты могут проявлять окислительные свойства при реакции с восстановителями, например: NaNO2 + KI + H2SO4 → I2 + NO…

• Найти конечные продукты и расставить коэффициенты на основе электронного баланса попытайтесь самостоятельно.

Поскольку выделяющийся йод легко обнаружить с помощью крахмала, данная реакция может служить способом обнаружения даже незначительных количеств нитритов в питьевой воде, присутствие которых нежелательно из-за ядовитости. С другой стороны, нитритный азот может окисляться до N+5 под действием сильного окислителя. NaNO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 → NaNO3 + Cr2(SO4)3 + …

• Остальные продукты реакции найдите самостоятельно, составьте электронный баланс и расставьте коэффициенты.

■ 34. Закончите уравнение. HNO2 + KMnO4 + H2SO4 → … (N+5, Мn+2). 35. Перечислите свойства азотистой кислоты и нитритов. (См. Ответ)

Физические свойства

Кристаллизация нитрата аммония из перенасыщенного раствора

Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210 °C происходит полное разложение. Температура кипения при пониженном давлении — 235 °C. Молекулярная масса 80,04 а. е. м. Скорость детонации 2570 м/с.

Растворимость

Растворимость в воде:

Температура, °C	Растворимость, г/100мл
119
10	150
25	212
50	346
80	599
100	1024

При растворении происходит сильное поглощение тепла (аналогично нитрату калия), что значительно замедляет растворение. Поэтому для приготовления насыщенных растворов нитрата аммония применяется нагревание, при этом твёрдое вещество засыпается небольшими порциями.

Также соль растворима в аммиаке, пиридине, метаноле, этаноле.

«Свободный аммоний»

При взаимодействии раствора хлорида аммония с амальгамой натрия образуется «амальгама аммония» — тестообразная масса, выделяющая водород и аммиак.

При действии NH₄I на синий раствор металлического натрия в жидком аммиаке наблюдается обесцвечивание, которое может быть интерпретировано как образование «свободного аммония»:

Na+NH4I→NaI+NH4{\displaystyle {\mathsf {Na+NH_{4}I\rightarrow NaI+NH_{4}}}}

Заметное разложение этого раствора с выделением водорода идет при температурах выше −40 °C, образовавшаяся бесцветная жидкость легко присоединяет иод (предположительно — по схеме:

2NH4+I2→2NH4I{\displaystyle {\mathsf {2NH_{4}+I_{2}\rightarrow 2NH_{4}I}}}

однако существование свободного радикала NH₄ в этом случае сомнительно, в 1960-х годах предполагалось, что в этом растворе присутствуют сольватированные аммиаком атомы водорода H•NH₃.

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.

История открытия

В 1772 году Генри Кавендиш провёл опыт: он многократно пропускал воздух над раскалённым углём, затем обрабатывал его щёлочью, в результате получался остаток, который Кавендиш назвал удушливым (или мефитическим) воздухом. С позиций современной химии ясно, что в реакции с раскалённым углём кислород воздуха связывался в углекислый газ, который затем поглощался щёлочью. При этом остаток газа представлял собой по большей части азот. Таким образом, Кавендиш выделил азот, но не сумел понять, что это новое простое вещество (химический элемент), и описал его как мефитический воздух (от английского mephitic — ‘вредный’). В том же году Кавендиш сообщил об этом опыте Джозефу Пристли.

Интересен тот факт, что он сумел связать азот с кислородом при помощи разрядов электрического тока, а после поглощения оксидов азота в остатке получил небольшое количество газа, абсолютно инертного, хотя, как и в случае с азотом, не смог понять, что выделил новый химический элемент — инертный газ аргон[источник не указан 452 дня].

Джозеф Пристли в это время проводил серию экспериментов, в которых также связывал кислород воздуха и удалял полученный углекислый газ, то есть также получал азот, однако, будучи сторонником господствующей в те времена теории флогистона, также неверно истолковал полученные результаты — он решил, что выделил флогистированный воздух (т. е. насыщенный флогистоном).

В сентябре 1772 года шотландский химик Даниэль Резерфорд опубликовал магистерскую диссертацию «О так называемом фиксируемом и мефитическом воздухе», в которой описал азот как вредный, ядовитый воздух и предположил, что это новый химический элемент, а также описал основные свойства азота (не реагирует со щелочами, не поддерживает горения, непригоден для дыхания). Резерфорд также был сторонником флогистонной теории, поэтому также не смог понять, что же он выделил. Таким образом, чётко определить первооткрывателя азота невозможно[источник не указан 452 дня].

В то же время азот выделил Карл Шееле: летом 1772 года он получил азот по методу Кавендиша и исследовал его в течение пяти лет, затем опубликовал результаты своих исследований. В этой публикации Шееле первым описал воздух как смесь отдельных газов: «огненного воздуха» (кислорода) и «грязного воздуха» (азота).
Из-за того, что Шееле задержался с публикацией своих исследований, до сих пор идут споры о первооткрывателе азота.