Содержание

Определение

Химические свойства

История названия

История аммиака

Жидкий аммиак

Комплексообразование

Биологическая роль

Физиологическое действие

Применение

Получение

Последние инновации в производстве аммиака

Экологические свойства аммиака

При отравлении аммиаком

Случаи утечки аммиака

 Аммиа́к — NH3, аммониак, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. Растворимость NH3 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 — 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 трёх атомов водорода (связи N-H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH4. Благодаря тому, что не связывающее двухэлектронное 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(tкип. —33,35°С) и плавления(tпл. —77,70°С), 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 так же тем, что в молекуле аммиака имеется лишь одна пара неподелённых электронов, в отличие от двух пар в молекуле воды, что не дает возможность образовывать разветвлённую сеть водородных связей между несколькими молекулами. Аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/M3, сильно преломляющую свет. Подобно воде, жидкий аммиак сильно ассоциирован, главным образом за счёт 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. Твёрдый аммиак — бесцветные кубические кристаллы.

 Химические свойства

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь. Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

NH3 + H+ → NH4+

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

NH3 + H2O → NH4+ + OH-; Ko=1,8*10-5

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

NH3 + HNO3 → NH4NO3

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 NH2-, называются амидами, NH2- — имидами, а N3- — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

2NH3 + 2К = 2KNH2 + Н2

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 NH2-, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:

NaNH2 + H2O → NaOH + NH3

CaNH + 2H2O → Ca(OH)2 + NH3↑

Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3↑

и в спиртах:

KNH2 + C2H5OH → C2H5OK + NH3

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

MNH2 → M+ + NH2-

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: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.

При нагревании аммиак 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:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

На восстановительной способности NH3 основано применение летучей щелочи NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2

Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина получают гидразин:

2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + 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):

NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl (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 углем, образуя HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:

CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O

 История названия

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «нитрид водорода») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH2)2CO, 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. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нитрид водорода NH4Cl, который при нагревании издаёт запах аммиака.

 История аммиака

Резкий запах аммиака известен человеку с доисторических времен, так как этот газ образуется в значительных количествах при гниении, разложении и сухой перегонке содержащих азот органических соединений, например мочевины или белков. Не исключено, что на ранних стадиях эволюции Земли в ее атмосфере было довольно много аммиака. Однако и сейчас ничтожные количества этого газа всегда можно обнаружить в воздухе и в дождевой воде, поскольку он непрерывно образуется при разложении животных и растительных белков. На некоторых планетах Солнечной системы ситуация иная: астрономы считают, что значительная часть масс Юпитера и Сатурна приходится на твердый аммиак.

Впервые аммиак был получен в чистом виде в 1774 английским химиком Джозефом Пристли. Он нагревал аммониак (хлорид аммония) с гашеной известью (гидроксид кальция). Реакцию 2NH4Cl + Ca(OH)2 ® NH3 + CaCl2 до сих пор используют в лабораториях, если требуется получить небольшие количества этого газа; другой удобный способ получения аммиака – гидролиз нитрида магния: Mg3N2 + 6H2O ® 2NH3 + 3Mg(OH)2.

Выделявшийся аммиак Пристли собирал над ртутью. Он назвал его «щелочным воздухом», поскольку водный раствор аммиака имел все признаки щелочи. В 1784 французский химик Клод Луи Бертолле с помощью электрического разряда разложил аммиак на элементы и установил таким образом состав этого газа, который в 1787 получил официальное название «нашатырь» – от латинского названия нашатырной щелочи – sal ammoniac; эту соль получали близ храма бога Амона в Египте. Это название сохраняется и ныне в большинстве западноевропейских языков (нем. Ammonium chloride, англ. Ammonia, фр. ammoniaque); сокращенное название «аммиак» которым мы пользуемся, ввел в обиход в 1801 русский химик Яков Дмитриевич Захаров, который впервые разработал систему русской химической номенклатуры.

Впрочем, у этой истории, несомненно, есть и предыстория. Так, за сто лет до Пристли его соотечественник Роберт Бойль наблюдал, как дымится палочка, смоченная соляной кислотой и подставленная под струю пахучего газа, образующегося при сжигании навоза. В реакции NH3 + HCl ® NH4Cl «дым» создают мельчайшие частички хлорида аммония, что дало повод для разработки занимательного опыта, «опровергающего» поговорку «нет дыма без огня». Но и Бойль вряд ли был первым исследователем еще не открытого аммиака. Ведь получали-то его и раньше, а водный раствор аммиака – нашатырный спирт чуть ли не с древних времен использовали как особую щелочь при обработке и окраске шерсти.

К началу 19 в. аммиачную воду получали из угля уже в значительных количествах в качестве побочного товара при производстве осветительного газа. Но откуда в угле взяться аммиаку? Его там и нет, но уголь содержит заметные количества сложных органических соединений, в состав которых входят помимо других элементов азот и водород. Эти элементы и образуют аммиак при сильном нагреве (пиролизе) угля. В 19 в. на газовых заводах при нагревании без доступа воздуха из одной тонны хорошего каменного угля получали до 700 кг кокса и свыше 200 кг (300 M3) газообразных продуктов пиролиза. Горячие газы охлаждали, а затем пропускали через воду, при этом получали примерно 50 кг каменноугольной смолы и 40 кг аммиачной воды.

Однако получаемого таким способом аммиака явно не хватало, поэтому были разработаны химические методы его синтеза, например из цианамида кальция: CaCN2 + 3H2O ® 2NH3 + CaCO3 или из цианида натрия: NaCN + 2H2O ® HCOONa + NH3. Эти методы долгое время считались перспективными, поскольку исходные вещества получали из доступного сырья.

В 1901 французский химик Анри Ле Шателье взял патент на способ получения аммиака из азота и водорода в присутствии Катализатора. Однако до промышленного использования этого процесса было еще далеко: лишь в 1913 заработала первая промышленная установка синтеза аммиака. В настоящее время аммиак синтезируют из элементов на железном Катализаторе с добавками при температуре 420–500° С и давлении около 300 атм (на некоторых заводах давление может достигать 1000 атм).

Аммиак – бесцветный газ, который легко сжижается при охлаждении до –33,3° С или при комнатной температуре при повышении давления примерно до 10 атм. Замерзает аммиак при охлаждении до –77,7° С. Молекула NH3 имеет форму трехгранной пирамиды с атомом азота в вершине. Однако, в отличие от пирамиды, склеенной, к примеру, из бумаги, молекула NH3 с легкостью «вывертывается наизнанку», наподобие зонтика, и при комнатной температуре она проделывает такое превращение с огромной частотой – почти 24 млрд. раз в секунду! Такой процесс называется инверсией; его существование доказывается тем, что при замещении двух атомов водорода, например, на метильную и этильную группы получается только один изомер метилэтиламина. Если бы не было инверсии, существовали бы два пространственных изомера этого вещества, которые отличались бы друг от друга как предмет и его зеркальное изображение. С увеличением размера заместителей инверсия замедляется, а в случае «жестких» объемистых заместителей она становится невозможной, и тогда могут существовать оптические изомеры; роль четвертого заместителя играет неподеленная пара электронов у атома азота. Впервые такое производное аммиака синтезировал в 1944 швейцарский химик Владимир Прелог.

Жидкий аммиак

Жидкий аммиак, хотя и в незначительной степени, диссоциирует на ионы, в чём проявлется его сходство с водой:

2NH3 → NH4+ + NH2-

Константа самоионизации жидкого аммиака при −50 °C составляет примерно 10-33 mol²·l-2.

Жидкий аммиак, как и вода, является сильным ионизирующим растворителем, в котором растворяется ряд активных металлов: щелочные, щёлочноземельные, Mg, Al, а также Eu и Yb. Растворимость щелочных металлов в жидком NH3 составляет несколько десятков процентов. В жидком аммиаке NH3 также растворяются некоторые интерметаллиды, содержащие щелочные металлы, например 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 щелочноземельные — в виде комплексов с аммиаком [Э(NH3)6] обладающих металлической проводимостью. При слабом нагревании эти комплексы разлагаются на металл и NH3.

Растворенный в NH3 металл постепенно реагирует с образованием амида:

2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2

Получающиеся в результате реакции с аммиаком амиды металлов содержат отрицательный ион NH2-, который 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 H2O.

Металлоаммиачные растворы обладают металлической электропроводностью, в них происходит распад атомов металла на положительные ионы и сольватированные электроны, окруженные молекулами NH3. Металлоаммиачные растворы, в которых содержатся свободные электроны, являются сильнейшими восстановителями.

 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 амминокомплексов:

CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4

Ca(NO3)2 + 6NH3 → [Ca(NH3)6](NO3)2

Комплексообразование обычно сопровождается изменением окраски раствора, так в первой реакции голубой цвет (CuSO4) переходит в темно-синий (окраска комплекса), а во второй реакции окраска изменяется из зеленой в светло-фиолетовую. Наиболее прочные комплексы с NH3 образуют хром и кобальт в степени окисления +3.

 Биологическая роль

Аммиак является конечным товаром азотистого обмена в организме человека и животных. Он образуется при метаболизме белков, аминокислот и других азотистых соединений. Он высоко токсичен для организма, поэтому большая часть аммиака в ходе орнитинового цикла конвертируется печенью в более безвредное и менее токсичное соединение — карбамид (мочевину). Мочевина затем выводится почками, причём 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 из щавелевоуксусной кислоты получается аспарагиновая, из α-кетоглутаровой — глутаминовая, и т. д.

 Физиологическое действие

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 мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы 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 в воздухе рабочей зоны производственного помещения составляет 20 мг/м³. Следовательно, если чувствуется запах аммиака, то работать без средств защиты уже опасно. 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. Предельно допустимая концентрация аммиака в атмосферном воздухе населённых пунктов равна: среднесуточная 0,04 мг/м³; максимальная разовая 0,2 мг/м³.

В мире максимальная концентрация аммиака в атмосфере (больше 1 миллиграмма на кв. метр) наблюдается на Индо-Гангской равнине, в Центральной долине США и в Южно-Казахстанской области.

 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).

Имеется интересное указание на то, что пропитка жидким аммиаком сильно повышает пластичность древесины. Это позволяет сравнительно легко придавать ей те или иные заданные формы, которые после удаления аммиака сохраняются. Нашатырный спирт, поступающий в торгово-промышленную деятельность, содержит обычно около 10% аммиака. Он находит и медицинское применение. В частности, вдыхание его паров или приём внутрь (3-10 капель на рюмку воды) используется для снятия состояния сильного опьянения. Смазывание кожи нашатырным спиртом ослабляет действие укусов насекомых. Очень разбавленным нашатырным спиртом удобно протирать окна и мыть окрашенные масляной краской полы, более крепким - удалять следы от мух, чистить серебряные или никелированные предметы.

При выводе пятен хорошие результаты дают во многих случаях следующие составы (по объёму): а) 4 части нашатырного спирта, 5 частей эфира и 7 частей винного спирта (денатурата); б) 5 частей нашатырного спирта, 2 части бензина и 10 частей винного спирта; в) 10 частей нашатырного спирта, 7 частей винного спирта, 3 части хлороформа и 80 частей бензина; г) 5 частей нашатырного спирта, 3 части ацетона и 20 частей спиртового раствора мыла.

Попавшую на одежду масляную краску рекомендуется оттирать кусочками ваты, смоченными сперва скипидаром, а затем нашатырным спиртом. Для удаления чернильного пятна обычно достаточно обработать его нашатырным спиртом и смыть водой.

 Получение

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 45,9 кДж

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химический основы метода).

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.

Применение Катализатора (пористое железо с примесями Al2O3 и K2O) 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:

NH4Cl + NaOH = NH3↑ + NaCl + H2O.

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 пары аммиака оказывают давление около 10 атмосфер).

 Последние новации в производстве аммиака

Команда исследователей из Корнелловского Университета преуспела в технологии преобразования азота в аммиак, взяв за основу давно предсказанный процесс, который был предметом споров ученых в течение многих десятилетий. Это новое достижение в области химии основано на использовании циркония, с помощью которого добавляются водородные атомы к молекуле азота и все соединение преобразуется в аммиак, без необходимости использования высоких температур или высокого давления. "Ценность нашей работы в том, что мы ответили на основной химический вопрос: как взять этот очень инертный и нереактивный азот и получить из него полезный товар", говорит Пауль Чaйрик, доцент химии и химической биологии Корнелловского Университета. Чайрик и его коллеги сообщили о своих успехах в недавнем выпуске журнала Nature (издание 427 от 5 февраля 2004). Исследовательская группа состояла из Чайрика, его бывшего аспиранта Джима Пула и научного сотрудника Эмиля Лобковского. Многие ученые отмечают важность этого открытия в плане того, что оно будет иметь важное значения для производства аммиака по новым более дешевым технологиям. Однако, Чайрик подчеркивает, что его группа преуспела только в создание аммиака в лабораторных условиях на уровне молекул, и пока еще о индексе пром производства говорить рано. Азот составляет 78 процентов атмосферы Земли и может быть преобразован в удобрение на основе аммиака, которое использует приблизительно 40 процентов населения планеты. Это практически неисчерпаемый ресурс получения удобрений. Проблема с преобразованием азота в индустриально-пригодную форму состоит в том, что, хотя этот элемент и является простой молекулой, его связь на уровне атомов невероятно прочна. Только угарный газ имеет более сильную связь. Но в то время как угарный газ легко улавливается и входит в соединение с другими молекулами, азот не имеет полярности и не свойствен легким металлам. Также очень трудно поместить электроны в молекулу азота, и очень трудно их вытащить из нее. Индустриальный метод получения аммиака из азота сегодня является основным, но он очень дорог, требует высоких температур и давления для удержания азота и водорода в жидком состоянии, чтобы они могли взаимодействовать с железной основой, которая служит Катализатором. Команде Чайрика однако удалось разорвать связь в молекуле азота, путем использования циркония в растворимой форме и при температуре всего в 45С, и добавить водородные атомы к этому так называемому "динитрогеновому мосту". Полная стабилизация молекулы до состояния аммиака была достигнута при 85С. Однако, Чайрик подчеркивает, что пока шансы на скорое промышленное освоение этого метода малы, поскольку молекулярный азот является настолько химически инертным, что даже связывание его с металлами - путь долгих лет и сложных решений. В отличие от традиционного процесса производства аммиака в технологии группы Чайрика не используется катализатор. Цирконий производит только одну молекулу аммиака на единицу времени, а не обширные объемы на уровне индекса пром производства. Пока не найден такой катализатор, который может запустить этот простой процесс при низких температурах и давлении. Чайрик говорит, что его группа в настоящее время ищет такой катализатор, который был бы способен решить данную задачу. Возможно, отмечает он, нам удастся придумать каталитические циклы, которые производят не сам аммиак, а какие-то другие составы на основе азота, что может быть даже более важно, чем создание аммиака.

 Экологические свойства аммиака

Аммиак – активное и «едкое» соединение (едкость кислот и щелочей проявляется в том, что большие количества ионов Н+ или ОН– разъедают живую ткань растений, животных и, естественно, человека; впрочем, неживую «ткань» они тоже разъедают). Однако если заменить в аммиаке один, два или все три атома водорода на органические радикалы, то «едкость» существенно снижается, а основные свойства остаются. Такие соединения выполняют в живой природе функции оснований.

Животные и человек используют уже приготовленные растениями азотсодержащие органические соединения, поэтому для нас с вами аммиак, безусловно, яд. При попадании на кожу концентрированный раствор аммиака вызывает химические ожоги, при вдыхании большого количества аммиака может наступить отек легких – реакция организма на вдыхание почти всех едких веществ.

Однако, как и многие другие яды, в малых дозах аммиак оказывает положительное влияние на организм: 10%-й раствор аммиака в воде используют в медицине для стимуляции дыхания (его не пьют, конечно, а просто дают понюхать), центральной нервной системы и т. п.

В больших количествах аммиак вреден и для растений. Но в небольших количествах он им необходим. Ведь без азота, и в частности без аммиака, не построить те органические соединения, которые потом превращаются в растительные белки, а в дальнейшем – в белки животных. Большим количествам газообразного аммиака растения противостоят по-разному. Некоторые стараются прекратить ему доступ внутрь (например, закрывают устьица на листьях). Другие растения перерабатывают аммиак с помощью соответствующих ферментов в нитрат-ионы, которые для растений не ядовиты, тем самым запасая ценный для своего развития элемент.

 При отравлении аммиаком

Первая медицинская помощь: промыть глаза и лицо водой, надеть противогаз или ватно-марлевую повязку, смоченную 5% раствором лимонной кислоты, открытые участки кожи обильно промыть водой, немедленно покинуть очаг заражения.

Индивидуальная защита: изолирующий и фильтрующие противогазы марок М, КД, респиратор РПГ-67КД, при их отсутствии - ватно-марлевая повязка, смоченная 5% раствором лимонной кислоты, защитный костюм, резиновые сапоги, перчатки.

Действия общего характера: удалить посторонних. Держаться с наветренной стороны.

Изолировать опасную зону и не допускать посторонних. В зону аварии входить только в полной защитной одежде. Соблюдать меры пожарной безопасности, не курить.

При утечке и разливе: устранить источники открытого огня. Устранить течь. Для осаждения газов использовать распыленную воду. Оповестить об опасности отравления местные органы власти. Эвакуировать людей из зоны, подвергшейся опасности заражения ядовитым газом. Не допускать попадания вещества в водоемы, тоннели, подвалы, канализацию. В случае загрязнения воды сообщить СЭС.

При пожаре: убрать из зоны пожара, если это не представляет опасности, и дать возможность догореть. Не приближаться к горящим емкостям. Охлаждать емкости водой с максимального расстояния. Тушить распыленной водой, воздушно-механической пеной с максимального расстояния.

 Случаи утечки аммиака

В декабре 1999 года в Калининградской области в приграничном с Литвой городе Советске на целлюлозно-бумажном комбинате произошла авария, в результате которой из резервуаров на почву вытекло более 100 тонн аммиачной воды.

В мае 2000 года в Черкасской области Украины в результате железнодорожной аварии из двух вагонов-цистерн вылилось около 100 тонн аммиачной воды.

В апреле 2001 года на холодильной установке в колбасном цехе ОАО "Поиск" в Томске произошел взрыв емкости с аммиаком. В момент взрыва в цехе находились 40 человек, шестеро из них получили ранения.

В сентябре 2005 года произошел аварийный выброс аммиака на Калининградском мясокомбинате.

В июле 2006 аварийный выброс аммиака произошел в г. Корсакове Сахалинской области. На территории предприятия «Корсаковский рыбоконсервный завод» при замене сальника на вентиле газопровода, соединяющего емкость для хранения аммиака с компрессором, произошел выброс аммиака в объеме до 70 кг. В результате выброса пострадало 3 человека.

В январе 2007 года на северо-востоке Москвы три человека пострадали в результате утечки аммиака. На территории завода железобетонных конструкций были обнаружены 20 баллонов с аммиаком. Из баллона, в котором еще находился аммиак, произошла утечка, и образовалось небольшое аммиачное облако.

В феврале 2007 года в Дзержинске Нижегородской области произошел выброс аммиака из теплообменника в цехе этанол-амина ООО "Синтез-Ока". Утечка произошла в результате разгерметизации фланцевого соединения аппарата Т-12, предназначенного для испарения аммиака.

Источники

ru.wikipedia.org - Свободная энциклопедия Википедия

krugosvet.ru – Кругосвет Онлайн Энциклопедия

Http rian ru - Риановости

Опубликовано на forexAW.com: Четверг, 7 Январь, 2010 года — 17:53.

Последнее редактирование: Среда, 23 Май, 2012 года — 22:02.