Аміак

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

У воді аміак розчиняється дуже добре: при 0 °С і звичайному тиску в 1 об'ємі води розчиняється близько 1200 об'ємів NH₃, а при 20 °С — 700 об'ємів. Концентрований розчин містить 25% NH₃ і має густину 0,91 г/см³. Розчин аміаку у воді називають аміачною водою або нашатирним спиртом. Звичайний медичний нашатирний спирт містить до 10 % NH₃, аміачна вода від 10 % і більше. При нагріванні розчину аміак легко випаровується.

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

${\displaystyle \mathrm {2NH_{4}Cl+Ca(OH)_{2}{\xrightarrow {t}}\ 2NH_{4}OH+CaCl_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}OH\longrightarrow NH_{3}+H_{2}O} }$

Інколи аміак добувають нагріванням до кипіння концентрованого розчину аміаку (гідроксиду амонію).

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

${\displaystyle \mathrm {N_{2}+3H_{2}\leftrightarrows 2NH_{3}} }$

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

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

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

Значні кількості аміаку одержують як побічний продукт при коксуванні кам'яного вугілля, в якому міститься від 1 до 2,5 % азоту. При коксуванні вугілля більша частина цього азоту виділяється у вигляді аміаку. Його видаляють з коксового газу пропусканням газу через воду. Аміачну воду нейтралізують сульфатною кислотою і одержують сульфат амонію.

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

Виробництво в Україні

Основними виробниками аміаку в Україні є підприємства хімічного холдингу OSTCHEM, зокрема, «Рівнеазот», Сєвєродонецьке об'єднання «Азот», Черкаський «Азот» та Концерн «Стирол», а також Одеський припортовий завод та «ДніпроАзот». За даними Державної служби статистики України, за березень 2014 року виробництво знизилось на 25,9 % у порівнянні з 2013 роком та склало 279 тис. тонн. В загальному, за три місяці 2014 року Україна знизила виробництво аміаку на 33,3 % — до 1 млн тон.^[8]

Дмитро Фірташ та пов'язані з ним структури зосередили у своїх руках виробництво 100 % селітри в Україні, 80 % карбаміду та 75 % аміаку^[9].

У 2017 році Україна імпортувала аміаку на $123 млн^[10].

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

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

${\displaystyle \mathrm {4NH_{3}+3O_{2}\longrightarrow 2N_{2}+6H_{2}O} }$

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

${\displaystyle \mathrm {3CuO+2NH_{3}{\xrightarrow {t}}\ 3Cu+N_{2}+3H_{2}O} }$

Гідроксид амонію

При розчиненні аміаку в воді частина його молекул взаємодіє з водневими іонами води з утворенням складного катіона амонію NH⁺
₄. Разом з тим відповідна кількість гідроксильних груп OH⁻ води звільняється. Цей процес рівноважний. Його можна зобразити таким рівнянням:

${\displaystyle \mathrm {NH_{3}+H_{2}O\leftrightarrows NH_{4}^{+}+OH^{-}\leftrightarrows NH_{4}OH} }$

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

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

Розчин гідроксиду амонію забарвлює лакмус у синій колір. З кислотами розчин гідроксиду амонію утворює солі, наприклад:

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}OH+HCl\longrightarrow NH_{4}Cl+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {NH_{4}OH+HNO_{3}\longrightarrow NH_{4}NO_{3}+H_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2NH_{4}OH+H_{2}SO_{4}\longrightarrow (NH_{4})_{2}SO_{4}+2H_{2}O} }$

Аміак — один з найважливіших продуктів сучасної хімічної промисловості. Головною галуззю його застосування є виробництво нітратної кислоти і азотних добрив. Крім того, аміак використовують для виробництва багатьох інших хімічних продуктів. Зріджений аміак і водний розчин аміаку застосовують безпосередньо як азотне добриво.

• Українська радянська енциклопедія : у 12 т. / гол. ред. М. П. Бажан ; редкол.: О. К. Антонов та ін. — 2-ге вид. — К. : Головна редакція УРЕ, 1974–1985.
• Деркач Ф. А. Хімія. — Львів : Львівський університет, 1968. — 312 с.

• АМІАКУ РОЗЧИН КОНЦЕНТРОВАНИЙ [Архівовано 18 березня 2022 у Wayback Machine.] // Фармацевтична енциклопедія