Газы, их химические и физические свойства и применение

Газы, которыми наполняются баллоны, условно можно разделить на следующие основные группы:

- горючие и взрывоопасные:

§ аммиак, ацетилен, бутан, бутилен, водород, метан, окись углерода, окись этилена, пропан, сернистый водород, фтор, хлористый азот, хлорметил, этилен и другие газы, в химический состав которых обычно входят углерод и водород;

- инертные и негорючие:

§ азот, аргон, гелий, неон, двуокись азота, двуокись углерода, сернистый ангидрид;

- поддерживающие горение:

§ кислород;

- отравляющие:

§ аммиак, окись углерода, сернистый водород, хлор, фосген.

Эти группы газов характеризуются различной степенью вредности и опасности для лиц, обращающихся с баллонами, а также для окружающих, не имеющих непосредственного отношения к баллонам.

Об опасности того или другого газа в отношении отравления судят, главным образом, по предельно допустимой концентрации содержания его в воздухе помещения. Предельно допустимая концентрация газа в воздухе это такая концентрация, при которой не происходит изменения в организме человека даже при длительном воздействии этого газа. Предельно допустимая концентрация газа выражается в миллиграммах на 1 м³ воздуха. Чем меньше предельно допустимая концентрация газа в воздухе, тем больше отравляющее действие газа.

Степень опасности газа в отношении взрыва характеризуется пределом взрывоопасных концентраций. Пределы взрывоопасных концентраций газа выражаются в объемных процентах по отношению к воздуху, кислороду или другим газам, с которыми возможно образование взрывчатой смеси. Минимальная концентрация газа в воздухе или другом газе, ниже которой смесь не взрывается, называется нижним пределом взрывоопасных концентраций. Концентрация газа в воздухе, кислороде или другом газе, выше которой смесь перестает быть взрывоопасной, называется верхним пределом взрывоопасных концентраций. Чем шире интервал между нижним и верхним пределом, тем более опасен газ в отношении взрыва.

Естественные и искусственные газы, способные вступать в химическую реакцию с кислородом, сопровождающуюся выделением тепла и света, называются горючими и взрывоопасными газами. Протекающие при сгорании этих газов реакции приводят к образованию углекислого газа, водяного пара и других продуктов.

Смесь горючего газа с воздухом воспламеняется при нагревании ее до температуры воспламенения или зажигании пламенем, искрой и т.п. Температура воспламенения для одной и той же горючей смеси не являются величиной строго определенной, так как она зависит от скорости и характера движения этой смеси, скорости нагрева и величины давления. Поэтому для каждой горючей смеси при атмосферном давлении существует интервал температур воспламенения.

Плотность газа не характеризует его вредности, но ее нужно знать для того, чтобы предупреждать газовые отравления и своевременно принимать меры пожарной безопасности. Газы тяжелее воздуха скапливаются в нижних частях помещения, а газы более легкие, чем воздух, поднимаются в верхние участки помещения.

Воздух

Воздух, естественная смесь газов, главным образом азота и кислорода, составляет земную атмосферу. Воздух является источником кислорода, необходимого для нормального существования подавляющего числа живых организмов. Сжиганием топлива на воздухе человечество издавна получает необходимое для жизни и производственной деятельности тепло. Воздух – один из важнейших источников химического сырья.

Сухой воздух состоит из следующих газов (% по объёму): азота N₂ – 78,09 %; кислорода O₂ – 20,95 %; аргона Ar – 0,93 %; углекислого газа CO₂ – 0,03 %. Воздух содержит очень небольшие количества остальных инертных газов, а также водорода H₂, озона О₃, окислов азота, окиси углерода CO, аммиака NH₃, метана CH₄, сернистого газа SO₂ и др.

Таблица 7

Химический состав сухого атмосферного воздуха у земной поверхности

Газ	Объемная концентрация, %	Молекулярная масса
Азот	78,0840000	28,01340
Кислород	20,9476000	31,99880
Аргон	0,9340000	39,94800
Углекислый газ	0,0314000	44,00995
Неон	0,0018180	20,17900
Гелий	0,0005240	4,00260
Метан	0,0002000	16,04303
Криптон	0,0001140	83,80000
Водород	0,0000500	2,01594
Закись азота	0,0000500	44,01280
Ксенон	0,0000087	131,30000
Двуокись серы	От 0 до 0,000100	64,06280
Озон	От 0 до 0,000007 летом; От 0 до 0,000002 зимой	47,99820
Двуокись азота	От 0 до 0,000002	46,00550
Аммиак	Следы	17,03061
Окись углерода	Следы	28,01055
Йод	Следы
		Средняя молекулярная масса сухого воздуха равна 28,96

Учитывая молекулярную массу каждого компонента и его долю в составе воздуха, можно рассчитать среднюю молекулярную массу воздуха, равную 28,96. Содержание в воздухе азота, кислорода и инертных газов практически постоянно, причём постоянная концентрация O₂ (и отчасти N₂) поддерживается растительным миром Земли. Содержание в воздухе углекислого газа, окислов азота, сернистых соединений существенно колеблется (в частности, возрастает вблизи больших городов и промышленных предприятий). Содержание воды в воздухе непостоянно и может составлять от 0,00002 до 3 % по объёму. В воздухе всегда находится большое число мелких твёрдых частичек – пылинок (от нескольких миллионов в 1 м³ чистого комнатного воздуха до 100–300 миллионов в 1 м³ воздуха больших городов). Такие частички зачастую служат центрами конденсации атмосферной влаги и являются причиной образования туманов. Воздух проникает в почву, составляя от 10 до 23–28 % её объёма. Почвенный воздух, благодаря биологическим процессам в почве, существенно отличается от обычного по составу; он содержит (по объёму): 78–80 % O₂, 0,1–20,0 % N₂ и 0,1–15,0 % CO₂.

Физические свойства. Давление воздуха при 0 °C на уровне моря 101325 Па (Н/м²) (1,01325 бар, 1 атм, 760 мм рт. cт.); в этих условиях масса 1 л воздуха равна
1,2928 г. Для большинства практических целей воздух можно рассматривать как идеальный газ; в частности, парциальное давление каждого газа, входящего в состав воздуха, не зависит от присутствия других компонентов воздуха. Критическая температура –140,7 °C, критическое давление 37,2 кгс/см². Растворимость в воде (в см³ на 1 л воды) 29,18 (0 °C) и 18,68 (20 °C). Поскольку растворимость кислорода в воде несколько выше, чем азота, соотношение этих газов при растворении в воде изменяется и составляет соответственно 35 % и 65 %. Скорость звука в воздухе при 0 °C около
330 м/сек.

Жидкий воздух – голубоватая жидкость с плотностью 0,96 г/см³ (при –192 °C и нормальном давлении). Свободно испаряющийся при нормальном давлении жидкий воздух имеет температуру около –190 °C. Состав его непостоянен, так как азот (и аргон) улетучивается быстрее кислорода. Фракционное испарение жидкого воздуха используют для получения чистого азота и кислорода, аргона и других инертных газов. Жидкий воздух хранят и транспортируют в сосудах Дьюара или в резервуарах специальной конструкции – танках. Сжатый воздух хранят в стальных баллонах при
150 кгс/см²; окраска баллонов чёрная с белой надписью «Воздух сжатый».

Физиолого-гигиеническое значение воздуха. Колебания содержания азота и кислорода в атмосфере воздуха незначительны и не оказывают существенного влияния на организм человека. Для нормальной жизнедеятельности человека важен процентный состав воздуха, в частности парциальное давление кислорода. Парциальное давление кислорода воздуха над уровнем моря составляет 160 мм рт. ст., при уменьшении его до 140 мм рт. ст. появляются первые признаки кислородной недостаточности, которые легко компенсируются у здоровых людей учащением и углублением дыхания, ускорением кровотока, увеличением количества эритроцитов и т.д. При уменьшении парциального давления до 110 мм рт. ст. компенсация становится недостаточной и появляются признаки гипоксии, а уменьшение его до (50–60 мм рт. ст.) опасно для жизни. Повышение парциального давления кислорода вплоть до дыхания чистым кислородом (парциальное давление – 760 мм рт. ст.) переносится здоровыми людьми без отрицательных последствий.

При обычном парциальном давлении азот инертен. Увеличение его парциального давления до 8–12 кгс/см² приводит к проявлению наркотического действия. Значительное увеличение процентного содержания азота в воздухе (до 93 % и более) вследствие уменьшения парциального давления кислорода может привести к аноксемии и даже смерти.

Содержание углекислого газа – физиологического возбудителя дыхательного центра в атмосфере воздуха составляет обычно 0,03–0,04 % по объёму. Некоторое повышение его концентрации в воздухе промышленных центров несущественно для организма. При высоких концентрациях углекислого газа и снижении парциального давления кислорода может наступить асфиксия. При содержании в воздухе 14–15 % CO₂ может наступить смерть от паралича дыхательного центра. Увеличение концентрации CO₂ в воздухе помещений происходит в основном за счёт дыхания и жизнедеятельности людей (взрослый человек в покое при 18–20 °C выделяет около 20 л CO₂ в час). Поэтому содержание в воздухе углекислого газа, с одной стороны, и органических соединений, микроорганизмов, пыли и т.п., с другой, увеличиваются одновременно; концентрация CO₂ в воздухе помещений является санитарным показателем чистоты воздуха. Содержание CO₂ в воздухе жилых помещений не должно превышать 0,1 %.

Находящиеся в незначительном количестве в атмосфере воздухе инертные газы – аргон, гелий, неон, криптон, ксенон при нормальном давлении индифферентны для организма. Обнаруживаемые в атмосфере воздуха в ничтожных концентрациях радиоактивные газы (радон и его изотопы – актинон и торон, имеющие малый период полураспада) не оказывают неблагоприятного воздействия на человека.

Анализ воздуха. Предельно допустимые концентрации (обычно в мг на 1 м³ воздуха) вредных и взрывоопасных веществ в производственной воздушной среде регламентируются законодательно. Методы анализа воздуха зависят от агрегатного состояния определяемого вещества. Например, пыль и аэрозоли обычно улавливают ватными или бумажными фильтрами; иногда для улавливания аэрозолей применяют стеклянные фильтры; туманы и газы поглощают главным образом жидкостями. Для быстрого определения малых концентраций токсичных и взрывоопасных веществ в воздухе наиболее часто используют автоматические газоанализаторы.

Воздух в технике. Благодаря содержащемуся в воздухе кислороду, он используется как химический агент в различных процессах. Сюда относятся: горение топлива, выплавка металлов из руд (доменный и мартеновский процессы), промышленное получение многих химических соединений (серной и азотной кислот, фталевого ангидрида, окиси этилена, уксусной кислоты, ацетона, фенола и др.); ценность воздуха как химического агента существенно повышают, увеличивая содержание в нём кислорода.

Воздух является важнейшим промышленным сырьём для получения кислорода, азота, инертных газов. Физические свойства воздуха используют в тепло- и звукоизоляционных материалах, в электроизоляционных устройствах; упругие свойства воздуха – в пневматических шинах; сжатый воздух служит рабочим телом для совершения механической работы (пневматические машины, струйные и распылительные аппараты, перфораторы и т.д.).

Искусственный воздух (точнее – искусственная атмосфера, смеси газов, пригодные для дыхания) впервые был использован в медицине при заболеваниях, сопровождающихся кислородной недостаточностью (40–60 % кислорода в смеси с обычным воздухом или 95 % кислорода и 5 % CO₂). Подобные искусственные газовые смеси применяются в высотной авиации, горноспасательном деле, при подводных работах.

Особое значение имеет искусственный воздух в водолазном деле. Обычный воздух непригоден для работы при давлениях, существенно превышающих нормальное: в этих условиях воздух оказывает наркотическое действие, а повышение растворимости азота в крови и тканях тела делает опасным быстрый подъём водолаза на поверхность. Выделение пузырьков азота из крови может вызвать кессонную болезнь и смерть. Поэтому в последние годы испытываются для работ на больших глубинах (в условиях высоких давлений) безазотные газовые смеси, содержащие главным образом гелий (до 96,4 %) и кислород (4–2 %) под давлением 7–20 кгс/см². Такие смеси устраняют опасность кессонной болезни, однако создают определённый дискомфорт из-за высокой теплопроводности гелия; отмечено также существенное изменение тембра голоса в такой атмосфере.

Азот

Азот (от греч. ázōos – безжизненный, не поддерживает дыхания и горения, лат. Nitrogenium) N₂, химический элемент V группы периодической системы Менделеева, атомный номер 7, атомная масса 14,0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса.

Физические и химические свойства. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м³ при 0 °C и 760 мм рт. ст., t_пл –209,86 °C, t_кип –195,8 °C. Азот сжижается с трудом: его критическая температура довольно низка (–147,1 °C), а критическое давление высоко 34,6 кгс/см²; плотность жидкого азота 808 кг/м³. Плотность по отношению к воздуху 0,97. В воде азот менее растворим, чем кислород: при 0 °C в 1 м³ Н₂О растворяется 23,3 г азота. Лучше, чем в воде, азот растворим в некоторых углеводородах.

Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения азота с кислородом N₂O, NO, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅. Из них при непосредственном взаимодействии элементов (4000 °C) образуется окись NO, которая при охлаждении легко окисляется далее до двуокиси NO₂. В воздухе окислы азота образуются при атмосферных разрядах. Их можно получить также действием на смесь азота с кислородом ионизирующих излучений. С водородом азот соединяется только при высокой температуре и в присутствии катализаторов, при этом образуется аммиак NH₃. Кроме аммиака, известны и другие многочисленные соединения азота с водородом, например гидразин H₂N–NH₂, диимид HN=NH, азотистоводородная кислота HN₃ (H–N=N N), октазон N₈H₁₄ и др.; большинство соединений азота с водородом выделено только в виде органических производных. С галогенами азот непосредственно не взаимодействует, поэтому все галогениды азота получают только косвенным путём, например, фтористый азот NF₃ – при взаимодействии фтора с аммиаком. Как правило, галогениды азота – малостойкие соединения (за исключением NF₃); более устойчивы оксигалогениды азота – NOF, NOCI, NOBr, NО₂F и NO₂CI. С серой также не происходит непосредственного соединения азота; азотистая сера N₄S₄ получается в результате реакции жидкой серы с аммиаком. При взаимодействии раскалённого кокса с азотом образуется циан (CN). Нагреванием азота с ацетиленом C₂H₂ до 1500 °C может быть получен цианистый водород HCN. Взаимодействие азота с металлами при высоких температурах приводит к образованию нитридов (например, Mg₃N₂).

При действии на обычный азот электрических разрядов (давление 1 – 2 мм рт. ст.) или при разложении нитридов В, Ti, Mg и Са, а также при электрических разрядах в воздухе может образоваться активный азот, представляющий собой смесь молекул и атомов азота, обладающих повышенным запасом энергии. В отличие от молекулярного, активный азот весьма энергично взаимодействует с кислородом, водородом, парами серы, фосфором и некоторыми металлами.

Азот входит в состав очень многих важнейших органических соединений (амины, аминокислоты, нитросоединения и др.).

Изотопы, атом, молекула. Природный азот состоит из двух стабильных изотопов: ¹⁴N (99,635%) и ¹⁵N (0,365 %). Изотоп ¹⁵N применяют в химических и биохимических исследованиях в качестве меченого атома. Из искусственных радиоактивных изотопов азота наибольший период полураспада имеет ¹³N (T_1/2 = 10,08 мин), остальные весьма короткоживущие. В верхних слоях атмосферы, под действием нейтронов космического излучения, ¹⁴N превращается в радиоактивный изотоп углерода ¹⁴C. Этот процесс используют и в ядерных реакциях для получения ¹⁴C. Внешняя электронная оболочка атома азота состоит из 5 электронов. Чаще всего азот в соединениях 3^х-ковалентен за счёт не спаренных электронов (как в аммиаке NH₃). Степени окисления азота меняются от +5 (в N₂О₅) до –3 (в NH₃). В обычных условиях в свободном состоянии азот образует молекулу N₂, где атомы N связаны тремя ковалентными связями. Молекула азота очень устойчива: энергия диссоциации её на атомы составляет 942,9 кДж/моль (225,2 ккал/моль), поэтому даже при температуре около 3 300 °C степень диссоциации азота составляет лишь около 0,1 %.

Распространённость в природе. Азот – один из самых распространённых элементов на Земле, причём основная его масса (около 4´10¹⁵ т) сосредоточена в свободном состоянии в атмосфере. В воздухе свободный азот (в виде молекул N₂) составляет 78,09 % по объёму (или 75,6 % по массе), не считая незначительных примесей его в виде аммиака и окислов. Среднее содержание азота в литосфере 1,9´10^-3 % по массе. Природные соединения азота – хлористый аммоний NH₄Cl и различные нитраты. Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности (сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1–2,5 %) и нефти (0,02–1,5 %), а также в водах рек, морей и океанов. Азот накапливается в почвах (0,1 %) и в живых организмах (0,3 %).

Хотя название «азот» означает «не поддерживающий жизни», на самом деле это – необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 – 17 % азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счёт потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические.

В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обеднёнными азотом. На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.

Основной источник поступления N₂ в атмосферу – вулканические газы.

Каким же образом пополняются запасы азотистых соединений в почве? Оказывается, что эти вещества поступают в почву из атмосферы во время... грозовых ливней. При высокой температуре азот образует различные соединения с кислородом и влагой воздуха. Высокая температура создается молниями во время грозы. Ежегодно в атмосфере земного шара происходит около 16 млн. гроз.

Азот – четвёртый по распространённости элемент Солнечной системы (после водорода, гелия и кислорода).

Получение и применение. В лаборатории азот легко может быть получен при нагревании концентрированного раствора нитрита аммония: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂О. Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается возгонке.

Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 году цианамидный метод, основанный на том, что при 1000 °C карбид кальция (получаемый накаливанием смеси извести и угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом: СаС+N=CaCN+С. Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака: CaCN+ЗН₂О=СаСО₃+2NH₃.

Свободный азот применяют во многих отраслях промышленности:

- как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах;

- для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах;

- при перекачке горючих жидкостей;

- при термической обработке магниевых сплавов;

- для продувки шлангов и трубопроводов после рафинирования алюминия хлором;

- для испытания ацетиленовых баллонов при их освидетельствованиях;

- при химико-термической обработке и т. д.

Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках.

Его употребляют для заполнения электрических ламп. В медицине чистый азот используется для наложения пневмоторакса при некоторых формах туберкулеза легких.

Из пяти окислов азота два – окись (NO) и двуокись (NO₂) – нашли широкое промышленное применение. Два других – азотистый ангидрид (N₂O₃) и азотный ангидрид (N₂O₅) – не часто встретишь и в лабораториях. Пятый – закись азота (N₂O). Она обладает весьма своеобразным физиологическим действием, за которое ее часто называют веселящим газом.

Растения и животные настолько приспособились к азоту, что обычно он считается неопасным.

Однако из опыта работы водолазов и кессонных рабочих на больших глубинах известно, что нередко при подаче для дыхания сжатого воздуха развивается своеобразное состояние, известное под названием «азотного наркоза», несколько похожее на алкогольное опьянение. Симптомы «наркоза» (головокружение, нарушение координации движений, спутанность сознания и др.) быстро проходят, если сжатый воздух заменяется кислородно-гелиевой смесью. Причиной «азотного наркоза» является увеличение концентрации азота, растворенного в жирах, тканях и жидкостях организма.

При нормальной температуре азот может вредно действовать на человека, так как с увеличением азота в воздухе уменьшается количество кислорода, что вызывает удушье. При высоких температурах азот соединяется с кислородом, образуя окись азота. В соединении с водородом азот дает аммиак. Каждое из указанных соединений вредно действует на организм человека.

Азот хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде – в баллонах. В баллонах азот находится под давлением 150 кгс/см².

Аммиак

Аммиак (сокращенное от греч. hals ammoniakos или лат. sal ammoniacus; так назывался нашатырь (аммония хлорид), который получали в оазисе Аммониум (ныне Сива) в Ливийской пустыне) NH₃ простейшее химическое соединение азота с водородом. Один из важнейших продуктов химической промышленности; синтез аммиака из азота воздуха и водорода – основной метод получения т. н. связанного азота. В природе аммиак образуется при разложении азотсодержащих органических веществ.

Физические и химические свойства. Аммиак – бесцветный газ с резким удушливым запахом и едким вкусом. Плотность газообразного аммиака при 0 °C и 760 мм рт. ст. – 0,7714 кг/м³, t_кип –33,35 °C, t_пл –77,70 °C, t_кpит 132,4 °C, давление критическое 115,0 кгс/см², плотность критическая 235 кг/м³, теплота испарения
23,37 кДж/моль (5,581 ккал/моль). Плотность по отношению к воздуху 0,60.

Сухая смесь аммиака с воздухом способна взрываться; границы взрывчатости при комнатной температуре лежат в пределах 15,5–28 % аммиака, с повышением температуры границы расширяются. Взрыв возможен также при соединении аммиака с хлором, йодом, хлористым золотом.

Аммиак хорошо растворим в воде (при 0 °C объём воды поглощает около 1200 объёмов аммиака, при 20 °C – около 700 объёмов аммиака). Раствор с концентрацией
10 % аммиака – нашатырный спирт. При 20 °C и 8,9 кгс/см² аммиак легко переходит в бесцветную жидкость с плотностью 681,4 кг/м³, сильно преломляющую свет. 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.

Интересным свойством молекул аммиака является их способность к структурной инверсии, т. е. к «выворачиванию наизнанку» путём прохождения атома азота сквозь образованную атомами водорода плоскость основания пирамиды. Инверсия связана с излучением строго определённой частоты, на основе чего была создана аппаратура для очень точного определения времени (молекулярные генераторы). Такие «молекулярные часы» позволили, в частности, установить, что продолжительность земных суток ежегодно возрастает на 0,43 мсек.

Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с жидким и газообразным аммиаком, образуя в зависимости от условий, нитриды (Na₃N) или амиды (NaNH₂). Аммиак реагирует также с серой, галогенами, углем, CO₂ и др. К окислителям в обычных условиях аммиак довольно устойчив, однако, будучи подожжён, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и свободный азот. Каталитическим окислением аммиака получают окись азота, превращаемую затем в азотную кислоту.

В воздухе аммиак загорается только при высокой температуре и горит слабо, до тех пор, пока имеется источник огня. В кислороде горит хорошо, зеленоватым пламенем.

Получение и применение. В лабораторных условиях аммиак может быть получен вытеснением его сильными щелочами из аммониевых солей по схеме: 2NH₄CI + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O. Старейший промышленный способ получения аммиака – выделение его из отходящих газов при коксовании угля. Основной современный способ промышленного получения аммиака – синтез из элементов – азота и водорода, предложенный в 1908 г. немецким химиком Ф. Габером.

Наиболее распространённым и экономичным методом получения технологического газа для синтеза аммиака является конверсия углеводородных газов. Исходным сырьём в этом процессе служит природный газ, а также попутные нефтяные газы, газы нефтепереработки, остаточные газы производства ацетилена. Сущность конверсионного метода получения азото-водородной смеси состоит в разложении при высокой температуре метана и его гомологов на водород и окись углерода с помощью окислителей – водяного пара и кислорода. К конвертированному газу при этом добавляют атмосферный воздух или воздух, обогащенный кислородом.

Синтез аммиака из простых веществ протекает с выделением тепла и уменьшением объёма. Наиболее благоприятными, с точки зрения равновесия, условиями образования аммиака являются возможно более низкая температура и возможно более высокое давление. Без катализаторов реакция синтеза аммиака вообще не происходит. В промышленности для синтеза аммиака используют исключительно железные катализаторы, получаемые восстановлением сплавленных окислов железа Fe₃O₄ с активаторами (Al₂O₃, K₂O, CaO, SiO₂, а иногда и MgO). Важный этап процесса синтеза – очистка газовой смеси от каталитических ядов (к ним относятся вещества, содержащие S, O₂, Se, P, As, пары воды, CO и др.).

Аммиак используется для получения азотной кислоты, азотсодержащих солей, мочевины, синильной кислоты, соды по аммиачному методу, для сушки моделей при точном литье, при никелировании (очистка аммиаком), при очистке воды. Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как жидкие удобрения. Так как жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения, то он служит рабочим веществом холодильных машин.

В свободном состоянии находится в воздухе только сразу при выходе из баллона, так как быстро превращается в карбонаты.

Содержится в виде 10 % или 25 % водного раствора в стальных резервуарах или в сжиженном состоянии в стальных баллонах, окрашенных в жёлтый цвет, с чёрной надписью – «Аммиак» и в цистернах. На предприятиях промышленности аммиак рекомендуется хранить в резервуарах емкостью не более 60 т. Резервуары с аммиаком должны размещаться в поддоне или ограждаться обваловкой. На складе один резервуар заглубляется для аварийного слива аммиака самотеком из других резервуарах.

Ядовит. Предельно допустимой концентрацией аммиака в воздухе производственных помещений составляет 20 мг/м³, в населенных пунктах – 2 мг/м³, класс опасности 4. Если же его содержание в воздухе достигает 500 мг/м³, он опасен для дыхания (возможен летальный исход).