Амины и аминокислоты

Определение гидролиза

Гидролиз — это процесс взаимодействия сложного химического вещества с водой, итогом которого становится разложение молекул этого вещества. Сам термин происходит от двух греческих слов: hydor, что значит «вода», и lysis, то есть «распад».

Гидролизации подвержены как органические, так и неорганические вещества: углеводы, белки, оксиды, карбиды, соли и т. д. Например, гидролиз органических соединений напрямую связан с пищеварением — с его помощью происходит распад и усвоение клетками организма жиров, белков, углеводов. Но сейчас мы займемся неорганической химией и рассмотрим гидролизацию на примере солей.

Гидролиз солей — это реакция взаимодействия ионов соли с Н+ и ОН− ионами воды, которая ведет к распаду исходного соединения. В результате такого ионного обмена образуется слабый электролит — кислотный, щелочной или нейтральный.

Поведение в почве

При внесении аммиачной воды в почву аммиак адсорбируется почвенными коллоидами, поэтому его передвижение незначительно. Впоследствии аммиачный азот нитрифицируется, приобретает большую степень подвижности и мигрирует с почвенным раствором.

Внесение аммиачной воды повышает количество почвенных микроорганизмов, поскольку аммиак увеличивает количество растительных остатков, которыми питаются микроорганизмы. При этом непосредственно после внесения удобрения в почву в зоне его распространения наблюдается уменьшение количества почвенных микроорганизмов. После превращения аммиака в нитраты (это происходит весной за шесть недель) микроорганизмы сразу же размножаются в удобренной почве. Аммиачная вода убивает и дождевых червей. Однако их количество тоже быстро восстанавливается и даже увеличивается после превращения аммиака в нитраты или поглощения его растениями.

Применение

Аммиак – это незаменимое и действительно нужное вещество, без которого мировая промышленность замедлила бы свое движение. Область его применения широка: он задействован во всех производственных процессах человека, начиная от заводов и лабораторий, заканчивая медициной. Его преимущества в том, что он экологически чист и является довольно дешевым продуктом.

Области применения аммиака:

1. Химическая промышленность. Его используют в производстве удобрений, полимеров, азотной кислоты, взрывчатых веществ, в качестве растворителя (жидкий аммиак).
2. Холодильные установки. Аммиак испаряется с поглощением большого количества тепла из окружающей среды, так как обладает определенными термодинамическими свойствами. Холодильные системы, основанные на его применении более чем эффективны, поэтому он является главным хладагентом в промышленности.
3. Медицина. Нашатырный спирт или 10 % раствор аммиака используют при выведении из обморочного состояния (раздражение рецепторов слизистой оболочки носа способствует стимуляции дыхания), обработке рук хирурга, возбуждении рвоты и так далее.
4. Текстильная промышленность. С его помощью получают синтетические волокна. Также аммиак используют при очистке или окрашивании различных тканей.

Виды гидролиза

Мы выяснили, что в составе соли может быть слабый ион, который и отвечает за гидролизацию. Он находится в основании, в кислотном остатке или в обоих компонентах, и от этого зависит тип гидролиза.

Соль с сильным основанием и сильной кислотой

Гидролиз отсутствует. Как вы уже знаете, при наличии сильного основания и сильного кислотного остатка соль не распадается при взаимодействии с водой. Так, например, невозможен гидролиз хлорида натрия (NaCl), поскольку в составе этого вещества нет слабых ионов. К таким же не подверженным гидролизации солям относят KClO₄, Ba(NO₃)₂ и т. д.

Среда водного раствора — нейтральная, т. е. pH = 7.

Реакция индикаторов: не меняют свой цвет (лакмус остается фиолетовым, а фенолфталеин — бесцветным).

Соль со слабым основанием и сильной кислотой

Гидролиз по катиону. Как мы помним, гидролизация происходит только при наличии слабого иона, в данном случае — иона гидроксида. Его катион вступает в реакцию и связывает гидроксид-ионы воды OH−. В итоге образуется раствор с избытком ионов водорода H+.

Среда водного раствора — кислая, pH меньше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин остается бесцветным, лакмус и метиловый оранжевый — краснеют.

Пример:

Нитрат аммония NH₄NO₃ состоит из слабого основания NH₄OH и сильного кислотного остатка HNO₃, поэтому он гидролизуется по катиону, то есть его катион NH₄+ связывает ионы воды OH−.

Молекулярное уравнение: NH₄NO₃ + H₂O NH₃ · H₂O + HNO₃

Ионное уравнение: NH₄+ + NO₃− + HOH NH₄OH + H+ + NO₃−

Соль с сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз по аниону. Если слабым оказывается ион кислотного остатка, его отрицательно заряженная частица (анион) взаимодействует с катионом водорода H+ в молекуле воды. В итоге получается раствор с повышенным содержанием OH−.

Среда водного раствора — щелочная, pH больше 7.

Реакция индикаторов: фенолфталеин становится малиновым, лакмус — синим, а метиловый оранжевый желтеет.

Пример:

Нитрат калия KNO₂ отличается сильным основанием KOH и слабым кислотным остатком HNO₂, поэтому он гидролизуется по аниону. Другими словами, анион кислоты NO₂− связывает ионы воды H+.

Молекулярное уравнение: KNO₂ + H₂O HNO₂ + KOH

Ионное уравнение: K+ + NO₂− + HOH HNO₂ + K+ + OH−

Гидролиз по катиону и аниону. Если у соли оба компонента — слабые, при взаимодействии с водой в реакцию вступает и анион, и катион. При этом катион основания связывает ионы воды OH− а анион кислоты связывает ионы H+

Среда водного раствора: нейтральная.

Реакция индикаторов: могут не изменить свой цвет.

Пример:

Цианид аммония NH₄CN включает слабое основание NH₄OH и слабую кислоту HCN.

Молекулярное уравнение: NH₄CN + H₂O NH₄OH + HCN

Ионное уравнение: NH₄+ + CN− + HOH NH₄OH + HCN

Среда в данном случае будет нейтральной.

Обобщим все эти сведения в таблице гидролиза солей.

Важно!
При взаимодействии гидрофосфатов с водой среда всегда будет щелочной. Дигидрофосфаты, гидросульфиты и гидросульфаты всегда дают кислую среду, независимо от силы основания

Например, гидросульфит натрия имеет сильное основание и слабую кислоту, исходя из чего можно было бы предположить образование щелочной среды. Но ввиду особенностей диссоциации в водном растворе pH будет меньше 7 (кислая среда).

Ступенчатый гидролиз

Любой из видов гидролиза может проходить ступенчато. Так бывает в тех случаях, когда с водой взаимодействует соль с многозарядными катионами и анионами. Сколько ступеней будет включать процесс — зависит от числового заряда иона, отвечающего за гидролиз.

Как определить количество ступеней:

• если соль содержит слабую многоосновную кислоту — число ступеней равняется основности этой кислоты;

• если соль содержит слабое многокислотное основание — число ступеней определяют по кислотности основания.

Для примера рассмотрим гидролиз карбоната калия K₂CO₃. У нас есть двухосновная слабая кислота H₂CO₃, а значит, гидролизация пройдет по аниону в две ступени.

I ступень: K₂CO₃+HOH KOH+KHCO₃, итогом которой стало получение гидроксида калия (KOH) и кислой соли (KHCO₃).

II ступень: KHCO₃+HOH KOH+H₂CO₃, в итоге получился тот же гидроксид калия (KOH) и слабая угольная кислота (H₂CO₃).

Для приблизительных расчетов обычно принимают в учет только результаты первой ступени.

Важно!
Определить среду водного раствора, получившегося в результате гидролиза кислых солей, бывает непросто. В данном случае кроме гидролизации одновременно идет диссоциация аниона соли, и какой будет среда — зависит от преобладания того или иного процесса

Если преобладает гидролиз — среда щелочная, если диссоциация — кислая.

Аммиак: состав молекулы, химическая связь в молекуле. Физические и химические свойства аммиака

Молекулярная формула аммиака   NH₃. Три атома водорода соединены с азотом ковалентными полярными связями (азот более электроотрицателен). В образовании связей принимают участие три неспаренных электрона азота и по одному электрону водорода. Структурная формула:
H – N – H
       |
      HМолекула аммиака имеет форму треугольной пирамиды, в вершинах которой находятся атомы азота и водорода.Угол между связями N–H около 107°

Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом. Легче воздуха, его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды. Аммиак хорошо растворяется в воде (в 1 литре воды при комнатной температуре растворяется около 700 литров аммиака). При повышенном давлении аммиак легко переходит в жидкое состояние. При последующем испарении поглощается много тепла, поэтому его используют в качестве хладагента в холодильных установках.

Аммиак химически активен. Наличие у атома азота неподелённой электронной пары, не участвующей в образовании связей, делает возможным присоединение протона и образования еще одной, донорно-акцепторной связи, обозначаемой стрелкой:
       H
        l
+
        l
       H

Ион аммония образуется, например, при растворении аммиака в воде:

NH₃ + H₂O NH₄+ + OH−

Поэтому раствор аммиака обладает щелочными свойствами и окрашивает индикатор фенолфталеин в малиновый цвет. 

Аммиак взаимодействует с кислотами. Если близко поднести стеклянные палочки, смоченные концентрированным раствором аммиака и концентрированной соляной кислотой, образуется «дым» из кристалликов хлорида аммония:

NH₃ + HCl = NH₄Cl 

Аммиак горит в кислороде с образованием молекулярного азота:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

В присутствии платины в качестве катализатора, азот аммиака окисляется до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

Эта реакция используется в производстве азотной кислоты и азотных удобрений. 10%-ный раствор аммиака в воде используется в медицине под названием «нашатырный спирт». 

При нагревании аммиак разлагается (реакция обратная синтезу):

2NH₃ N₂ + 3H₂

2. Опыт. Распознавание раствора соли серной кислоты среди трех предложенных растворов солей

Для распознавания соли серной кислоты капаем в каждую пробирку раствор хлорида бария. Там, где находится сульфат, выпадет белый кристаллический осадок, нерастворимый в концентрированной азотной кислоте:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl

или в ионном виде:

Ba2+ + SO₄2−= BaSO₄↓

Если среди растворов будет карбонат (тоже выпадает в осадок с Ba2+):

1. Делим каждый раствор на две порции и капаем в первую тройку соляную кислоту. В пробирке с карбонатом выделится газ.
2. Оставшиеся два раствора испытываем на сульфат.

История аммиака

Аммиак был открыт в конце восемнадцатого века британским химиком Джозефом Пристли – одним из основоположников современной химии, который совершил также множество важных открытий в других сферах науки (физике, биологии, оптике).

Например, в списках его изобретений есть: газированная вода, за которую он получил медаль Лондонского Королевского общества, и всем известный ластик (раньше для стирания графита все пользовались хлебом).

Нельзя отрицать того, что Джозеф Пристли сделал огромный вклад в химию, особенно в области газов, однако многие свои достижения он совершил случайно.

Джозеф Пристли получил аммиак методом нагревания хлорида аммония (нашатырь) с гидроксидом кальция (гашеная известь) и затем собрал выделившийся газ в ртутной ванной.

Ртутная ванная – это специальный прибор, созданный Пристли для концентрирования газов. При комнатной температуре ртуть является жидкостью с высокой плотностью, что не позволяет ей абсорбировать газы. Их ученый легко выделял из веществ, нагревая над поверхностью ртути.

Уравнение аммиака:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = NH₃ + CaCl_2.

После открытия Джозефом Пристли аммиака, его изучение не стояло на месте.

В 1784 был установлен состав этого вещества химиком Луи Бертолле, который разложил его на исходные элементы электрическим разрядом.

Именование «нашатырь» он получил уже в 1787 году от латинского названия нашатырной щелочи, а само наименование «аммиак», которым мы привыкли пользоваться, ввел Яков Дмитриевич Захаров в 1801 году.

Но вот что интересно. За сто лет до Джозефа Пристли и его открытия аммиака, ученый Роберт Бойль наблюдал некое явление, при котором палочка, предварительно смоченная в соляной кислоте, начинала дымить, когда ее подносили к газу, выделяющемуся при сжигании навоза. Это объясняется тем, что кислота и аммиак вступали в реакцию, и в ее продуктах содержался хлорид аммония, частицы которого и создавали дым. Получается, что экспериментальными методами аммиак был выявлен давно, но его нахождение в мире было доказано намного позже.

Химические свойства аммиака

Аммиак является сильным восстановителем, так как степень окисления азота в молекуле минимальная. Он способен также к окислительным свойствам, что случается намного реже.

Реакции с аммиаком:

С кислотами аммиак образует соли аммония, разлагающиеся при нагревании. С соляной кислотой аммиак составляет хлорид аммония, а с серной — сульфат аммония.

NH₃ + HCL = NH₄CL

NH₃ + H₂SO4 = (NH₄)₂SO₄

С кислородом при нагревании образуется азот, а при участии катализатора (Pt) получается оксид азота.

4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O

С водой образуется неустойчивый гидрат аммиака.

NH₃ + H₂O = NH₃ × H₂O

Аммиак способен проявлять щелочные свойства, поэтому при взаимодействии с водой он образует слабое основание – NH₄OH. Но на самом деле такого соединения не существует, поэтому формулу следует записывать так: NH₃ × H₂O.

С оксидами металлов.

2NH₃ + 3CuO = 3Cu + N₂ + 3H₂O

С галогенами.

8NH₃ + 3Cl₂ =N₂ + 6NH₄Cl

С солями металлов.

3NH₃ + ЗН₂О + AlCl₃ = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Применение аммиачной воды

Выпускается две марки аммиачной воды:

• А – для различных отраслей промышленности
• Б – для сельского хозяйства в качестве азотного удобрения. (в данный момент отствует в списке разрешенных к применению).

Сельское хозяйство

Аммиачная вода вносится при основном приеме под зяблевую вспашку, а весной – под предпосевную культивацию, а также для подкормки пропашных культур.

Зарегистрированые и допущеные к использованию на территории России, в качестве удобрения, марки суперфоски находятся в таблице справа.

Промышленность

Аммиачная вода используется в химической промышленности для производства азотных удобрений, азотной кислоты, полимеров, соды, взрывчатых веществ, при производстве красителей, в электролитическом производстве Mn, ферросплавов. В холодильной технике это вещество применяется в качестве хладагента, а при производстве кормов – для их аммонизации.

Химическая структура

Как указывает его определение, гидроксид аммония состоит из водного раствора газообразного аммиака. Следовательно, внутри жидкости нет никакой определенной структуры, кроме структуры случайного расположения ионов NH.₄+ и ОН– сольватируется молекулами воды.

Ионы аммония и гидроксила являются продуктами равновесия гидролиза в аммиаке, поэтому эти растворы обычно имеют резкий запах:

NH₃(г) + H₂O (l) <=> NH₄+(ас) + ОН–(ac)

Согласно химическому уравнению, сильное снижение концентрации воды сместило бы равновесие в сторону образования большего количества аммиака; то есть, когда гидроксид аммония нагревается, пары аммиака будут выделяться.

По этой причине ионы NH₄+ и ОН– не образуют кристалл в земных условиях, что приводит к твердому основанию NH₄ОН не существует.

Указанное твердое вещество должно состоять только из электростатически взаимодействующих ионов (как показано на изображении).

Аммиачный лед

Однако при температурах значительно ниже 0ºC и в окружении огромных давлений, таких как те, что преобладают в ядрах замороженных лун, аммиак и вода замерзают. При этом они кристаллизуются в твердую смесь с различными стехиометрическими пропорциями, самой простой из которых является NH₃∙ H₂O: моногидрат аммиака.

NH₃∙ H₂O и NH₃∙ 2H₂Или это аммиачный лед, поскольку твердое вещество состоит из кристаллической структуры молекул воды и аммиака, связанных водородными связями.

При изменении T и P, согласно компьютерным исследованиям, моделирующим все физические переменные и их влияние на эти льды, происходит переход фазы NH₃∙ нГн₂Или к фазе NH₄ОЙ.

Следовательно, только в этих экстремальных условиях NH₄ОН может существовать как продукт протонирования во льду между NH₃ а H₂ИЛИ:

NH₃(s) + H₂O (s) <=> NH₄Ой)

Обратите внимание, что на этот раз, в отличие от гидролиза аммиака, вовлеченные частицы находятся в твердой фазе. Аммиачный лед, который становится соленым без выделения аммиака

Биологическая роль

Аммиак — вещество, образующееся в организмах живых существ при метаболизме, являющееся в них продуктом азотистого обмена. В физиологии животных для него отведена важная роль, однако он имеет высокую токсичность для организмов и почти не содержится в них в чистом виде. Большая его часть перерабатывается печенью в безвредное вещество – мочевину или как ее еще называют карбамид.

Также он способствует нейтрализации кислот поступающих в организм с пищей, поддерживая кислотно-щелочной баланс крови.

Аммиак – это важный источник азота для растений. Главным образом они поглощают его из почвы, но это очень трудоемкий и неэффективный процесс. Некоторые растения способны накапливать азот, который содержится в атмосфере, с помощью специальных ферментов – нитрогеназов. После чего они перерабатывают азот в полезные им соединения, например, белки и аминокислоты.

Основные свойства аминокислот

1. Образование солей при взаимодействии с кислотами

NH₂CH₂COOH + HCl → [NH₃CH₂COOH]+Cl—

2. Взаимодействие с азотистой кислотой

Примечание: взаимодействие с азотистой кислотой протекает так же, как и с первичными аминами

3. Алкилирование

NH₂CH₂COOH + CH₃I → [CH₃NH₂CH₂COOH]+I—

4. Взаимодействие аминокислот друг с другом

Аминокислоты могут реагировать друг с другом образуя пептиды – соединения, содержащие в своих молекулах пептидную связь –C(O)-NH-

При этом, следует отметить, что в случае проведения реакции между двумя разными аминокислотами, без соблюдения некоторых специфических условий синтеза, одновременно протекает образование разных дипептидов. Так, например, вместо реакции глицина с аланином выше, приводящей к глицилананину, может произойти реакция приводящая к аланилглицину:

Кроме того, молекула глицина не обязательно реагирует с молекулой аланина. Протекают также и реакции пептизации между молекулами глицина:

И аланина:

Помимо этого, поскольку молекулы образующихся пептидов как и исходные молекулы аминокислот содержат аминогруппы и карбоксильные группы, сами пептиды могут реагировать с аминокислотами и другими пептидами, благодаря образованию новых пептидных связей.

Отдельные аминокислоты используются для производства синтетических полипептидов или так называемых полиамидных волокон. Так, в частности с помощью поликонденсации 6-аминогексановой (ε-аминокапроновой) кислоты в промышленности синтезируют капрон:

Получаемая в результате этой реакции капроновая смола используется для производства текстильных волокон и пластмасс.

Образование внутренних солей аминокислот в водном растворе

В водных растворах аминокислоты существуют преимущественно в виде внутренних солей — биполярных ионов (цвиттер-ионов):

Получение аминокислот

1) Реакция хлорпроизводных карбоновых кислот с аммиаком:

Cl-CH₂-COOH + 2NH₃ = NH₂-CH₂-COOH + NH₄Cl

2) Расщепление (гидролиз) белков под действием растворов сильных минеральных кислот и щелочей.

Химические свойства анилина

Анилин – тривиальное название аминобензола, имеющего формулу:

Как можно видеть из иллюстрации, в молекуле анилина аминогруппа непосредственно соединена с ароматическим кольцом. У таких аминов, как уже было сказано, основные свойства выражены намного слабее, чем у аммиака. Так, в частности, анилин практически не реагирует с водой и слабыми кислотами типа угольной.

Анилин реагирует с сильными и средней силы неорганическими кислотами. При этом образуются соли фениламмония:

Взаимодействие анилина с галогенами

Как уже было сказано в самом начале данной главы, аминогруппа в ароматических аминах , втянута в ароматическое кольцо, что в свою очередь снижает электронную плотность на атоме азота, и как следствие увеличивает ее в ароматическом ядре. Увеличение электронной плотности в ароматическом ядре приводит к тому, что реакции электрофильного замещения, в частности, реакции с галогенами протекают значительно легче, особенно в орто- и пара- положениях относительно аминогруппы. Так, анилин с легкостью вступает во взаимодействие с бромной водой, образуя белый осадок 2,4,6-триброманилина:

Данная реакция является качественной на анилин и часто позволяет определить его среди прочих органических соединений.

Взаимодействие анилина с азотистой кислотой

Анилин реагирует с азотистой кислотой, но в виду специфичности и сложности данной реакции в реальном ЕГЭ по химии она не встречается.

Реакции алкилирования анилина

С помощью последовательного алкилирования анилина по атому азота галогенпроизводными углеводородов можно получать вторичные и третичные амины:

Получение анилина

1. Восстановление маталлами нитробензола в присутствии сильных кислот-неокислителей:

C₆H₅-NO₂ + 3Fe + 7HCl = [C₆H₅-NH₃]+Cl- + 3FeCl₂ + 2H₂O

2. Далее полученную соль обрабатывают щелочью для высвобождения анилина:

[C₆H₅-NH₃]+Cl— + NaOH = C₆H₅-NH₂ + NaCl + H₂O

В качестве металлов могут быть использованы любые металлы, находящиеся до водорода в ряду активности.

Реакция хлорбензола с аммиаком:

С₆H₅−Cl + 2NH₃ → C₆H₅NH₂ + NH₄Cl

Химические свойства аминокислот

Аминокислотами называют соединения в молекулах которых присутствуют два типа функциональных групп – амино (-NH₂) и карбокси- (-COOH) группы.

Другими словами, аминокислоты можно рассматривать как производные карбоновых кислот, в молекулах которых один или несколько атомов водорода замещены на аминогруппы.

Таким образом, общую формулу аминокислот можно записать как (NH₂)_xR(COOH)_y, где x и y чаще всего равны единице или двум.

Поскольку в молекулах аминокислот есть и аминогруппа и карбоксильная группа, они проявляют химические свойства схожие как аминов, так и карбоновых кислот.

Последствия отравления

После интоксикации аммиаком человека могут ждать очень серьезные необратимые последствия. В первую очередь страдает центральная нервная система, что влечет за собой целый ряд осложнений:

• Мозг перестает полностью выполнять свои функции и начинает давать сбои, из-за этого снижается интеллект, появляются психические заболевания, амнезия, нервные тики.
• Понижается чувствительность некоторых частей тела.
• Нарушается работа вестибулярного аппарата. Из-за этого человек ощущает постоянное головокружение.
• Органы слуха начинают терять свою работоспособность, что приводит к глухоте.
• При поражении глазных покровов снижается зрение и его острота, в худшем случае пострадавшего ждет слепота.
• Наступление летального исхода. Это зависит от того, насколько концентрация газа в воздухе была высокой и сколько паров аммиака попало в организм.

Знать и соблюдать предписанные меры безопасности — значит оградить себя от риска угрозы собственной жизни или худшей участи — инвалидности, потери слуха или зрения.

Отравление аммиаком

Как уже выше упоминалось, аммиак – это крайне токсичное и ядовитое вещество. Его относят к четвертому классу опасности.

Отравление этим газом сопровождается нарушением многих процессов организма:

• Сначала поражается нервная система и снижается усвоение кислорода нервными клетками.
• При проникновении в глотку, затем трахею и бронхи аммиак оседает на слизистых покровах, растворяется, образуя щелочь, которая начинает пагубно действовать на организм, вызывая внутренние ожоги, разрушая ткани и клетки.
• Это вещество также оказывает разрушающее воздействие на жировые компоненты, которые в том или ином виде входят в состав всех органов человека.
• Попадают под влияние сердечно-сосудистая и эндокринная система, нарушается их работа.

После контакта с аммиаком страдает почти весь организм человека, его внутренние ткани и органы, ухудшается процесс жизнедеятельности.

Чаще всего случаи отравления этим газом происходят на химических производствах в результате его утечки, но также можно им отравиться и в домашних условиях, например, если емкость, в которой содержится нашатырный спирт, неплотно закрыта, и его пары накапливаются в помещении.

Отравление может произойти, даже когда при обморочном состоянии человеку подносят к носу тампон, смоченный в нашатыре

Если пострадавшему дать понюхать его более пяти секунд, то высок риск интоксикации, так что с нашатырным спиртом всегда следует обращаться предельно осторожно

Физические свойства

Вот какие физические свойства присущи аммиаку:

1. При нормальных условиях является газом.
2. Бесцветный.
3. Имеет резкий запах.
4. Ядовит и очень токсичен.
5. Очень хорошо растворим в воде (один объем воды на семьсот объемов аммиака) и ряде органических веществ.
6. Температура плавления составляет -80 °С.
7. Температура кипения – около -36 °С.
8. Является взрывоопасным и горючим веществом.
9. Примерно вдвое легче воздуха.
10. Имеет молекулярную кристаллическую решетку, соответственно, он легкоплавкий и непрочный.
11. Молярная масса аммиака равна 17 грамм/моль.
12. При нагревании в кислородной среде разлагается на воду и азот.

Статья составлена с использованием следующих материалов:

Вильдфлуш И.Р., Кукреш С.П., Ионас В.А. Агрохимия: Учебник – 2-е изд., доп. И перераб. – Мн.: Ураджай, 2001 – 488 с., ил.

2.

ГОСТ 9 – 92 Аммиак водный технический. Издание официальное. Дата введения 01.01.93

3.

Государственный каталог пестицидов и агрохимикатов, разрешенных к применению на территории Российской Федерации, 2013 год. Министерство сельского хозяйства Российской Федерации (Минсельхоз России)

4.

Минеев В.Г. Агрохимия: Учебник.– 2-е издание, переработанное и дополненное.– М.: Издательство МГУ, Издательство «КолосС», 2004.– 720 с., л. ил.: ил. – (Классический университетский учебник).

5.

Мязин Н.Г. Система удобрения: учебное пособие. – Воронеж: ФГОУ ВПО ВГАУ, 2009.- 350 с

6.

Позин М.Е и др.  Технология минеральных солей (удобрений, пестицидов, промышленных солей, окислов и кислот), ч1, издание  4-е исправленное, Л., Издательство Химия, 1974 – 798 стр.

7.

Химическая энциклопедия:  в пяти томах: т.1: А-Дарзана/Редкол.: Кнунянц И.Л. (гл. ред.) и др. – М.: Советская энциклопедия, 1988. – 623.: ил

8.

Эндрюс Ю.Б. Применение органических и минеральных удобрений (на разных почвах и под разные культуры). Перевод с английского Т.Л. Чебановой Под редакцией и предисловием академика ВАСХНИЛ проф. Н.С. Соколова. – М.: Издательство иностранной литературы, 1959 г. – 402с.

9.

Ягодин Б.А., Жуков Ю.П., Кобзаренко В.И. Агрохимия / Под редакцией Б.А. Ягодина.– М.: Колос, 2002.– 584 с.: ил (Учебники и учебные пособия для студентов высших учебных заведений).

Изображения (переработаны):
10.

Fertilization, by  Howard F. Schwartz, Colorado State University, Bugwood.org, по лицензии CC BY

Свернуть
Список всех источников