Flüssig

Ammoniak- NH 3, Wasserstoffnitrid, unter Normalbedingungen - ein farbloses Gas mit stechendem Eigengeruch (Ammoniakgeruch), fast doppelt so leicht wie Luft, giftig. Die Löslichkeit von NH 3 in Wasser ist extrem hoch - etwa 1200 Volumina (bei 0 ° C) oder 700 Volumina (bei 20 ° C) in einem Volumen Wasser. In der Kältetechnik heißt es R717, wobei R Kältemittel (Kältemittel), 7 die Art des Kältemittels (anorganische Verbindung) und 17 das Molekulargewicht ist.

Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms sind an der Bildung polarer kovalenter Bindungen mit 1s-Elektronen von drei Wasserstoffatomen (NH-Bindungen) beteiligt, das vierte Paar externer Elektronen ist nicht geteilt, es kann eine Donor-Akzeptor-Bindung mit einem Wasserstoff bilden -Ion, wobei ein Ammoniumion NH 4 + gebildet wird. Da die nichtbindende Zwei-Elektronen-Wolke streng räumlich orientiert ist, weist das Ammoniakmolekül eine hohe Polarität auf, was zu seiner guten Wasserlöslichkeit führt.

In flüssigem Ammoniak sind die Moleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden. Ein Vergleich der physikalischen Eigenschaften von flüssigem Ammoniak mit Wasser zeigt, dass Ammoniak niedrigere Siedepunkte (t kip -33,35 °C) und Schmelzpunkte (t pl -77,70 °C) sowie eine geringere Dichte, Viskosität (Viskosität der Flüssigkeit Ammoniak 7-mal geringer als die Viskosität von Wasser), Leitfähigkeit und Dielektrizitätskonstante. Dies erklärt sich teilweise dadurch, dass die Stärke dieser Bindungen in flüssigem Ammoniak deutlich geringer ist als die von Wasser, und auch dadurch, dass es im Ammoniakmolekül nur ein Paar freier Elektronen gibt, im Gegensatz zu zwei Paaren im Wassermolekül, was es nicht ermöglicht, ein ausgedehntes Netzwerk von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen mehreren Molekülen zu bilden. Ammoniak geht leicht in eine farblose Flüssigkeit mit einer Dichte von 681,4 kg / m³ über, die Licht stark bricht. Wie Wasser ist flüssiges Ammoniak stark assoziiert, hauptsächlich durch die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen. Flüssiges Ammoniak leitet praktisch keinen Strom. Flüssiges Ammoniak ist ein gutes Lösungsmittel für sehr viele organische sowie viele anorganische Verbindungen. Festes Ammoniak sind farblose kubische Kristalle.

Chemische Eigenschaften

• Aufgrund des Vorhandenseins eines einsamen Elektronenpaars wirkt Ammoniak in vielen Reaktionen als Nukleophil oder Komplexbildner. Es bindet also ein Proton an und bildet ein Ammoniumion:

NH 3 + H + → NH 4 +

• Eine wässrige Lösung von Ammoniak („Ammoniak“) reagiert prozessbedingt leicht alkalisch:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH – ; Ko \u003d 1,8 × 10 –5

• Die Wechselwirkung mit Säuren ergibt die entsprechenden Ammoniumsalze:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

• Ammoniak ist auch eine sehr schwache Säure (10.000.000.000 mal schwächer als Wasser), die Salze mit Metallen - Amiden - bilden kann. Verbindungen, die NH 2 – -Ionen enthalten, werden Amide, NH 2– - Imide und N 3– - Nitride genannt. Alkalimetallamide werden durch Einwirkung von Ammoniak auf sie erhalten:

2NH 3 + 2K = 2KNH 2 + H 2

Amide, Imide und Nitride einer Reihe von Metallen werden als Ergebnis bestimmter Reaktionen in flüssigem Ammoniak gebildet. Nitride können durch Erhitzen von Metallen in einer Stickstoffatmosphäre erhalten werden.

Metallamide sind Analoga von Hydroxiden. Diese Analogie wird durch die Tatsache verstärkt, dass die OH - und NH 2 - -Ionen sowie die H 2 O- und NH 3 -Moleküle isoelektronisch sind. Amide sind stärkere Basen als Hydroxide und werden daher in wässrigen Lösungen irreversibel hydrolysiert:

NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3

und in Alkoholen:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

Wie wässrige Lösungen von Alkalien leiten Ammoniaklösungen von Amiden den elektrischen Strom gut, was auf Dissoziation zurückzuführen ist:

MNH 2 → M + + NH 2 -

Phenolphthalein färbt sich in diesen Lösungen rot, bei Zugabe von Säuren werden sie neutralisiert. Die Löslichkeit von Amiden ändert sich in der gleichen Reihenfolge wie die Löslichkeit von Hydroxiden: LiNH 2 ist unlöslich, NaNH 2 ist leicht löslich, KNH 2 , RbNH 2 und CsNH 2 sind gut löslich.

• Beim Erhitzen zeigt Ammoniak reduzierende Eigenschaften. Es verbrennt also in einer Sauerstoffatmosphäre unter Bildung von Wasser und Stickstoff. Die Oxidation von Ammoniak mit Luft an einem Platinkatalysator ergibt Stickoxide, die in der Industrie zur Herstellung von Salpetersäure verwendet werden:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Die Verwendung von Ammoniak NH 4 Cl zum Reinigen der Metalloberfläche von Oxiden während ihres Lötens basiert auf der Reduktionsfähigkeit von NH 3:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O + 2HCl + N 2

Durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit in Gegenwart von Gelatine wird Hydrazin erhalten:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

• Halogene (Chlor, Jod) bilden mit Ammoniak gefährliche Sprengstoffe - Stickstoffhalogenide (Stickstoffchlorid, Stickstoffiodid).

• Mit Halogenalkanen geht Ammoniak eine nukleophile Additionsreaktion ein und bildet ein substituiertes Ammoniumion (ein Verfahren zur Gewinnung von Aminen):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (Methylammoniumhydrochlorid)

• Mit Carbonsäuren, ihren Anhydriden, Halogeniden, Estern und anderen Derivaten erhält man Amide. Mit Aldehyden und Ketonen - Schiffsche Basen, die zu den entsprechenden Aminen reduziert werden können (reduktive Aminierung).

• Bei 1000 °C reagiert Ammoniak mit Kohle, bildet HCN und zerfällt teilweise in Stickstoff und Wasserstoff. Es kann auch mit Methan reagieren und die gleiche Blausäure bilden:

CH 4 + NH 3 + 1,5 O 2 → HCN + 3 H 2 O

Namensgeschichte

Ammoniak (in europäischen Sprachen klingt sein Name wie "Ammoniak") verdankt seinen Namen der Oase Ammon in Nordafrika, die an der Kreuzung von Karawanenrouten liegt. In heißen Klimazonen zersetzt sich der in tierischen Exkrementen enthaltene Harnstoff (NH 2 ) 2 CO besonders schnell. Eines der Abbauprodukte ist Ammoniak. Anderen Quellen zufolge hat Ammoniak seinen Namen von dem altägyptischen Wort amonisch. Sogenannte Menschen, die den Gott Amun anbeten. Während ihrer rituellen Zeremonien schnüffelten sie Ammoniak NH 4 Cl, das beim Erhitzen Ammoniak verdampft.

Flüssiges Ammoniak

Flüssiges Ammoniak dissoziiert, wenn auch in geringem Maße, in Ionen, in denen sich seine Ähnlichkeit mit Wasser manifestiert:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 -

Die Selbstionisationskonstante von flüssigem Ammoniak bei −50 °C beträgt etwa 10 −33 (mol/l)².

Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser ein stark ionisierendes Lösungsmittel, in dem sich eine Reihe aktiver Metalle lösen: Alkali, Erdalkali, Mg, Al sowie Eu und Yb. Die Löslichkeit von Alkalimetallen in flüssigem NH 3 beträgt mehrere zehn Prozent. Flüssiges Ammoniak NH 3 löst auch einige intermetallische Verbindungen, die Alkalimetalle enthalten, wie Na 4 Pb 9 .

Verdünnte Lösungen von Metallen in flüssigem Ammoniak sind blau, konzentrierte Lösungen haben einen metallischen Glanz und sehen aus wie Bronze. Beim Verdampfen von Ammoniak werden Alkalimetalle in reiner Form und Erdalkalimetalle in Form von Komplexen mit Ammoniak [E (NH 3) 6] mit metallischer Leitfähigkeit isoliert. Bei leichtem Erhitzen zerfallen diese Komplexe in Metall und NH 3 .

Das in NH 3 gelöste Metall reagiert allmählich zu einem Amid:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Die bei der Reaktion mit Ammoniak entstehenden Metallamide enthalten das negative Ion NH 2 – , das auch bei der Selbstionisation von Ammoniak entsteht. Somit sind Metallamide Analoga von Hydroxiden. Die Reaktionsgeschwindigkeit nimmt zu, wenn von Li zu Cs übergegangen wird. Die Reaktion wird bereits in Anwesenheit von geringen H 2 O-Verunreinigungen stark beschleunigt.

Metall-Ammoniak-Lösungen haben eine metallische elektrische Leitfähigkeit, in ihnen zerfallen Metallatome in positive Ionen und solvatisierte Elektronen, die von NH 3 -Molekülen umgeben sind. Metall-Ammoniak-Lösungen mit freien Elektronen sind die stärksten Reduktionsmittel.

komplexe Bildung

Aufgrund ihrer elektronenspendenden Eigenschaften können NH 3 -Moleküle als Ligand in komplexe Verbindungen eintreten. So führt die Einführung von überschüssigem Ammoniak in Lösungen von Salzen von d-Metallen zur Bildung ihrer Aminokomplexe:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Die Komplexierung wird normalerweise von einer Farbänderung der Lösung begleitet, sodass bei der ersten Reaktion die blaue Farbe (CuSO 4) in dunkelblau (Farbe des Komplexes) und bei der zweiten Reaktion die Farbe von grün (Ni ( NO 3) 2) bis blauviolett. Die stärksten Komplexe mit NH 3 bilden Chrom und Kobalt in der Oxidationsstufe +3.

Biologische Rolle

Ammoniak ist das Endprodukt des Stickstoffstoffwechsels bei Mensch und Tier. Es entsteht beim Stoffwechsel von Proteinen, Aminosäuren und anderen stickstoffhaltigen Verbindungen. Es ist hochgiftig für den Körper, daher wird der größte Teil des Ammoniaks während des Ornithinzyklus von der Leber in eine harmlosere und weniger toxische Verbindung umgewandelt - Harnstoff (Harnstoff). Harnstoff wird dann von den Nieren ausgeschieden, und ein Teil des Harnstoffs kann von der Leber oder den Nieren wieder in Ammoniak umgewandelt werden.

Ammoniak kann von der Leber auch für den umgekehrten Prozess verwendet werden, die Resynthese von Aminosäuren aus Ammoniak und Aminosäure-Keto-Analoga. Dieser Vorgang wird "reduktive Aminierung" genannt. So wird Asparaginsäure aus Oxalessigsäure gewonnen, Glutaminsäure wird aus α-Ketoglutarsäure gewonnen usw.

Physiologische Wirkung

Entsprechend der physiologischen Wirkung auf den Körper gehört es zur Gruppe der Stoffe mit erstickender und neurotroper Wirkung, die beim Einatmen ein toxisches Lungenödem und schwere Schädigungen des Nervensystems verursachen können. Ammoniak hat sowohl lokale als auch resorptive Wirkungen.

Ammoniakdämpfe reizen stark die Schleimhäute der Augen und Atmungsorgane sowie die Haut. Das nehmen wir als stechenden Geruch wahr. Ammoniakdämpfe verursachen starken Tränenfluss, Augenschmerzen, Verätzungen der Bindehaut und Hornhaut, Sehverlust, Hustenanfälle, Rötungen und Juckreiz der Haut. Wenn verflüssigtes Ammoniak und seine Lösungen mit der Haut in Kontakt kommen, tritt ein brennendes Gefühl auf, eine chemische Verbrennung mit Blasen und Geschwüren ist möglich. Außerdem nimmt verflüssigtes Ammoniak beim Verdampfen Wärme auf, und bei Hautkontakt treten Erfrierungen unterschiedlichen Ausmaßes auf. Ammoniakgeruch wird ab einer Konzentration von 37 mg/m³ wahrgenommen.

Die maximal zulässige Konzentration in der Luft des Arbeitsbereichs der Produktionsstätte beträgt 20 mg/m³. Wenn also der Geruch von Ammoniak zu spüren ist, ist es bereits gefährlich, ohne Schutzausrüstung zu arbeiten. Eine Reizung des Rachens zeigt sich, wenn der Ammoniakgehalt in der Luft 280 mg / m³ beträgt, das Auge 490 mg / m³. In sehr hohen Konzentrationen verursacht Ammoniak Hautläsionen: 7-14 g/m³ - erythematös, 21 g/m³ oder mehr - bullöse Dermatitis. Bei einer einstündigen Einwirkung von Ammoniak mit einer Konzentration von 1,5 g/m³ entsteht ein toxisches Lungenödem. Eine kurzzeitige Einwirkung von Ammoniak ab einer Konzentration von 3,5 g/m³ führt schnell zur Entwicklung allgemeiner toxischer Wirkungen. Die maximal zulässige Konzentration von Ammoniak in der atmosphärischen Luft von Siedlungen beträgt: im Tagesmittel 0,04 mg/m³; maximale Einzeldosis 0,2 mg/m³.

In der Welt wird die maximale Ammoniakkonzentration in der Atmosphäre (mehr als 1 mg / m³) in der Indo-Gangetic-Ebene, im Central Valley der USA und in der Region Südkasachstan beobachtet.

Anwendung

Ammoniak ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie, seine jährliche Weltproduktion erreicht 150 Millionen Tonnen. Es wird hauptsächlich zur Herstellung von Stickstoffdüngemitteln (Ammonnitrat und -sulfat, Harnstoff), Sprengstoffen und Polymeren, Salpetersäure, Soda (Ammoniakverfahren) und anderen chemischen Produkten verwendet. Als Lösungsmittel wird flüssiges Ammoniak verwendet.

In der Kältetechnik wird es als Kältemittel verwendet (R717)

In der Medizin wird eine 10% ige Ammoniaklösung, oft Ammoniak genannt, zur Ohnmacht (zur Stimulierung der Atmung), zur Stimulierung des Erbrechens sowie äußerlich - Neuralgie, Myositis, Insektenstiche, Behandlung der Hände des Chirurgen - verwendet. Bei falscher Anwendung kann es zu Verätzungen der Speiseröhre und des Magens (bei Einnahme einer unverdünnten Lösung), reflektorischen Atemstillstand (bei Inhalation in hohen Konzentrationen) kommen.

Bewerben topisch, Inhalation und innen. Um die Atmung anzuregen und den Patienten von der Ohnmacht zu befreien, bringen Sie vorsichtig ein kleines Stück Gaze oder Watte, die mit Ammoniak angefeuchtet ist, an die Nase des Patienten (für 0,5-1 s). Innen (nur bei Zucht) um Erbrechen auszulösen. Mit Insektenstichen - in Form von Lotionen; mit Neuralgie und Myositis - Reiben mit Ammoniak-Liniment. In der chirurgischen Praxis werden sie in warmem gekochtem Wasser gezüchtet und waschen sich die Hände.

Da es eine schwache Base ist, neutralisiert es Säuren bei der Wechselwirkung.

Die physiologische Wirkung von Ammoniak beruht auf dem stechenden Ammoniakgeruch, der spezifische Rezeptoren der Nasenschleimhaut reizt und die respiratorischen und vasomotorischen Zentren des Gehirns erregt, was zu einer erhöhten Atmung und einem erhöhten Blutdruck führt.

Erhalt

Das industrielle Verfahren zur Herstellung von Ammoniak basiert auf der direkten Wechselwirkung von Wasserstoff und Stickstoff:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 kJ

Dies ist das sogenannte Haber-Verfahren (deutscher Physiker, entwickelte die physikalisch-chemischen Grundlagen der Methode).

Die Reaktion erfolgt unter Wärmefreisetzung und Volumenabnahme. Daher sollte die Reaktion nach dem Le-Chatelier-Prinzip bei möglichst niedrigen Temperaturen und hohen Drücken durchgeführt werden – dann verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Allerdings ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei niedrigen Temperaturen vernachlässigbar und bei hohen Temperaturen nimmt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu. Die Durchführung der Reaktion bei sehr hohen Drücken erfordert die Schaffung einer speziellen Ausrüstung, die hohen Drücken standhalten kann, und daher eine große Investition. Außerdem stellt sich das Gleichgewicht der Reaktion selbst bei 700 °C zu langsam für eine praktische Verwendung ein.

Die Verwendung eines Katalysators (poröses Eisen mit Verunreinigungen von Al 2 O 3 und K 2 O) ermöglichte es, das Erreichen eines Gleichgewichtszustands zu beschleunigen. Interessanterweise wurden bei der Suche nach einem Katalysator für diese Rolle mehr als 20.000 verschiedene Substanzen ausprobiert.

Unter Berücksichtigung aller oben genannten Faktoren wird das Verfahren zur Gewinnung von Ammoniak unter den folgenden Bedingungen durchgeführt: Temperatur 500 ° C, Druck 350 Atmosphären, Katalysator. Die Ausbeute an Ammoniak beträgt unter solchen Bedingungen etwa 30 %. Unter industriellen Bedingungen wird das Kreislaufprinzip verwendet - Ammoniak wird durch Kühlung entfernt und nicht umgesetzter Stickstoff und Wasserstoff werden in die Synthesekolonne zurückgeführt. Dies erweist sich als wirtschaftlicher, als durch Druckerhöhung eine höhere Reaktionsausbeute zu erzielen.

Zur Gewinnung von Ammoniak im Labor wird die Einwirkung starker Laugen auf Ammoniumsalze genutzt:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.

Wird normalerweise im Labor durch schwaches Erhitzen einer Mischung von Ammoniumchlorid mit gelöschtem Kalk erhalten. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Um Ammoniak zu trocknen, wird es durch eine Mischung aus Kalk und Natronlauge geleitet.

Sehr trockenes Ammoniak kann durch Auflösen von Natriummetall darin und anschließendes Destillieren erhalten werden. Dies geschieht am besten in einem System aus Metall unter Vakuum. Das System muss hohem Druck standhalten (bei Raumtemperatur beträgt der Sättigungsdampfdruck von Ammoniak etwa 10 Atmosphären). In der Industrie wird Ammoniak in Absorptionskolonnen getrocknet.

Ammoniak in der Medizin

Bei Insektenstichen wird Ammoniak äußerlich in Form von Lotionen aufgetragen. Nebenwirkungen sind möglich: Ammoniak kann bei längerer Exposition (Inhalation) reflektorischen Atemstillstand verursachen. Die topische Anwendung ist kontraindiziert bei Dermatitis, Ekzemen, anderen Hauterkrankungen sowie offenen traumatischen Verletzungen der Haut. Bei inhalativer Anwendung - reflektorischer Atemstillstand, bei topischer Anwendung - Reizung, Dermatitis, Ekzem an der Applikationsstelle. Die topische Anwendung ist nur auf intakter Haut möglich. Bei versehentlicher Schädigung der Augenschleimhaut mit Wasser (alle 10 Minuten 15 Minuten lang) oder einer 5% igen Borsäurelösung spülen. Öle und Salben werden nicht verwendet. Mit der Niederlage der Nase und des Rachens - 0,5% ige Lösung von Zitronensäure oder natürlichen Säften. Bei Verschlucken Wasser, Fruchtsaft, Milch, vorzugsweise 0,5 %ige Zitronensäurelösung oder 1 %ige Essigsäurelösung trinken, bis der Mageninhalt vollständig neutralisiert ist. Wechselwirkungen mit anderen Arzneimitteln sind nicht bekannt. (Bedienungsanleitung)

Eine der wichtigsten Chemikalien, die in verschiedenen Bereichen der menschlichen Tätigkeit verwendet werden, ist Ammoniak. Jedes Jahr wird dieser Stoff in riesigen Mengen produziert - mehr als 100 Millionen Tonnen. Denken Sie nur an diese Zahl! Da stellt sich sofort die Frage: „Warum so viel Ammoniak produzieren?“. In diesem Artikel werden wir diese Frage beantworten und den Grund für die Popularität von Ammoniak herausfinden.

Eigenschaften von Ammoniak

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Ammoniak bestimmen seine Anwendungen in verschiedenen Bereichen. Ammoniak ist eine farblose gasförmige Substanz mit einem sehr stechenden und unangenehmen Geruch. Die Substanz ist giftig. Bei längerem Kontakt mit dem menschlichen Körper kann es zu Schwellungen und Schäden an verschiedenen Organen kommen.

Ammoniak ist eine schwache Säure, die mit Säuren und Wasser interagiert und mit Metallen Salze bilden kann. Es ist in der Lage, mit anderen Chemikalien verschiedene chemische Reaktionen einzugehen. Beispielsweise ermöglicht die Umsetzung von wasserfreiem Ammoniak mit Salpetersäure in der Praxis die Gewinnung von Ammoniumnitrat, das zur Herstellung von Düngemitteln verwendet wird.

Ammoniak ist ein Reduktionsmittel. Es ist in der Lage, verschiedene Metalle aus ihren Oxiden zu reduzieren. Die Reaktion von Ammoniak mit Kupferoxid ermöglicht die Gewinnung von Stickstoff.

Verschiedene Verwendungen von Ammoniak

Trotz seiner Toxizität wird Ammoniak in einer Vielzahl von Bereichen eingesetzt. Der Großteil des produzierten Ammoniaks wird zur Herstellung verschiedener Produkte der chemischen Industrie verwendet. Zu diesen Produkten gehören:

Ammoniak- und Ammoniumnitratdünger (Ammonium- und Nitratnitrat, Ammoniumsulfat, Ammoniumchlorid usw.). Solche Düngemittel sind für verschiedene Kulturen geeignet. Es ist wichtig zu wissen, dass die Ausbringung von Düngemitteln auf den Boden dadurch normalisiert wird, dass die darin enthaltenen Substanzen in reifes Gemüse und Obst übergehen können.

Sprudel. Es gibt ein Ammoniakverfahren zur Gewinnung von Sodaasche. Ammoniak wird verwendet, um die Sole zu sättigen. Diese Methode wird aktiv für die industrielle Herstellung von Soda verwendet.

Salpetersäure. Zu seiner Herstellung wird synthetisches Ammoniak verwendet. Derzeit basiert die industrielle Herstellung dieser Substanz auf dem Phänomen der Katalyse von synthetischem Ammoniak.

Sprengstoffe. Ammoniumnitrat ist gegenüber mechanischer Beanspruchung neutral, zeichnet sich aber unter bestimmten Bedingungen durch hochexplosive Eigenschaften aus. Deshalb wird es zur Herstellung solcher Substanzen verwendet. Das Ergebnis sind Ammoniten - Ammoniaksprengstoffe.

Lösungsmittel. Ammoniak kann in flüssigem Zustand als Lösungsmittel für verschiedene organische und anorganische Substanzen verwendet werden.

Ammoniak - Kühleinheit. Ammoniak wird in der Kältetechnik als Kältemittel verwendet. Ammoniak verursacht keinen Treibhauseffekt, ist umweltfreundlich und billiger als Freone. Diese Faktoren bestimmen die Verwendung dieses Stoffes als Kältemittel.

Ammoniak. Es wird in der Medizin und im Alltag verwendet. Diese Substanz entfernt perfekt Flecken von Kleidung verschiedener Herkunft und neutralisiert auch Säuren.

Die Verwendung von Ammoniak in der Medizin

Ammoniak ist in der Medizin als 10%ige Ammoniaklösung weit verbreitet und wird als Ammoniak bezeichnet. Wenn eine Person ohnmächtig wird, wird Ammoniak zur Besinnung gebracht. Es wird auch als Brechmittel verwendet. Dazu wird es verdünnt und in kleinen Mengen oral eingenommen. Besonders beliebt ist diese Methode bei Alkoholvergiftungen. Lotionen werden aus Ammoniak hergestellt und Insektenstiche werden behandelt. Chirurgen verwenden in Wasser verdünntes Ammoniak, um ihre Hände zu behandeln.

Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass eine Überdosierung von Ammoniak sehr gefährlich ist. Schmerzen in verschiedenen Organen, ihre Schwellung und sogar der Tod sind möglich. Dies kann vermieden werden, wenn dieser Stoff bestimmungsgemäß und mit Sorgfalt verwendet wird!

Wasserstoffnitrid mit der Formel NH 3 wird als Ammoniak bezeichnet. Es ist ein leichtes (leichter als Luft) Gas mit einem stechenden Geruch. Die Struktur des Moleküls bestimmt die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Ammoniak.

Struktur

Das Ammoniakmolekül besteht aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen. Die Bindungen zwischen Wasserstoff- und Stickstoffatomen sind kovalent. Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide.

Im 2p-Orbital des Stickstoffs befinden sich drei freie Elektronen. Drei Wasserstoffatome gehen mit ihnen eine Hybridisierung ein und bilden den sp 3 -Hybridisierungstyp.

Reis. 1. Die Struktur des Ammoniakmoleküls.

Wird ein Wasserstoffatom durch einen Kohlenwasserstoffrest (C n H m) ersetzt, entsteht eine neue organische Substanz, ein Amin. Es kann nicht nur ein Wasserstoffatom ersetzt werden, sondern alle drei. Abhängig von der Anzahl der substituierten Atome gibt es drei Arten von Aminen:

• primär(Methylamin - CH 3 NH 2);
• zweitrangig(Dimethylamin - CH 3 -NH-CH 3);
• Tertiär-(Trimethylamin - CH 3 -N-(CH 3) 2).

C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 und andere Substanzen, die mehrere Kohlenstoff- und Wasserstoffatome enthalten, können sich dem Ammoniakmolekül anschließen.

Reis. 2. Bildung von Aminen.

Ammoniak und Amine haben ein freies Stickstoffelektronenpaar, daher sind die Eigenschaften der beiden Substanzen ähnlich.

Physisch

Die wichtigsten physikalischen Eigenschaften von Ammoniak:

• farbloses Gas;
• Starker Geruch;
• gute Löslichkeit in Wasser (für ein Volumen Wasser 700 Volumen Ammoniak bei 20°C, bei 0°C - 1200);
• leichter als Luft.

Ammoniak verflüssigt sich bei -33°C und wird bei -78°C fest. Die konzentrierte Lösung enthält 25 % Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm3. Flüssiges Ammoniak löst anorganische und organische Stoffe, leitet aber keinen Strom.

In der Natur wird Ammoniak beim Zerfall und Abbau stickstoffhaltiger organischer Substanzen (Eiweiße, Harnstoffe) freigesetzt.

Chemisch

Der Oxidationsgrad von Stickstoff in der Zusammensetzung von Ammoniak beträgt -3, Wasserstoff - +1. Bei der Bildung von Ammoniak oxidiert Wasserstoff Stickstoff und entzieht ihm drei Elektronen. Aufgrund des verbleibenden Stickstoff-Elektronenpaars und der leichten Trennung von Wasserstoffatomen ist Ammoniak eine aktive Verbindung, die mit einfachen und komplexen Substanzen reagiert.

Die wichtigsten chemischen Eigenschaften sind in der Tabelle beschrieben.

Interaktion	Reaktionsprodukte	Die gleichung
Mit Sauerstoff	Verbrennt zu Stickstoff oder reagiert mit Sauerstoff in Gegenwart eines Katalysators (Platin) zu Stickstoffmonoxid	4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Mit Halogenen	Stickstoff, Säure	2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr
	Ammoniumhydroxid oder Ammoniak	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Mit Säuren	Ammoniumsalze	NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4
	Ersetzt das Metall und bildet ein neues Salz	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4 ) 2 SO 4 + Cu
Mit Metalloxiden	Stellt Metall wieder her, Stickstoff wird gebildet	2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O

Reis. 3. Verbrennung von Ammoniak Bewertungsbericht

Durchschnittliche Bewertung: 4.3. Insgesamt erhaltene Bewertungen: 297.

Ammoniak ist eine flüchtige Wasserstoffverbindung (Wasserstoffnitrid), die in der modernen Industrie eine führende Rolle spielt.

Obwohl es erst im 18. Jahrhundert entdeckt wurde, ist es den Menschen seit jeher bekannt. Eine wässrige Lösung von Ammoniak ist Ammoniak. Diese Substanz findet sich in den Zersetzungsprodukten lebender Organismen und im Urin. Daher wird beim Zerfall von organischem Material (Pflanzen-, Tierreste) Ammoniak freigesetzt, was zu einem scharfen Fäulnisgeruch (Ammoniak) führt.

Geschichte des Ammoniaks

Ammoniak wurde Ende des 18. Jahrhunderts von dem britischen Chemiker Joseph Priestley entdeckt, einem der Begründer der modernen Chemie, der auch viele wichtige Entdeckungen in anderen Wissenschaftsbereichen (Physik, Biologie, Optik) machte.

In den Listen seiner Erfindungen stehen zum Beispiel: Sprudelwasser, für das er die Medaille der Royal Society of London erhielt, und der bekannte Radiergummi (früher benutzte jeder Brot, um Graphit zu radieren).

Es ist unbestreitbar, dass Joseph Priestley einen großen Beitrag zur Chemie geleistet hat, insbesondere auf dem Gebiet der Gase, aber er hat viele seiner Errungenschaften zufällig gemacht.

Joseph Priestley erhielt Ammoniak durch Erhitzen von Ammoniumchlorid (Ammoniak) mit Calciumhydroxid (gelöschter Kalk) und anschließendes Sammeln des entwickelten Gases in einem Quecksilberbad.

Das Quecksilberbad ist ein spezielles Gerät, das von Priestley entwickelt wurde, um Gase zu konzentrieren. Quecksilber ist bei Raumtemperatur eine Flüssigkeit mit hoher Dichte, die es ihm nicht erlaubt, Gase aufzunehmen. Ihr Wissenschaftler isolierte leicht Substanzen durch Erhitzen über die Oberfläche von Quecksilber.

Ammoniakgleichung:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = NH 3 + CaCl 2.

Nach der Entdeckung von Ammoniak durch Joseph Priestley stand sein Studium nicht still.

Die Zusammensetzung dieser Substanz wurde 1784 von dem Chemiker Louis Berthollet festgestellt, der sie durch elektrische Entladung in ihre ursprünglichen Bestandteile zerlegte.

Den Namen "Ammoniak" erhielt er bereits 1787 vom lateinischen Namen Ammoniak, und der Name "Ammoniak", an den wir gewöhnt sind, wurde 1801 von Yakov Dmitrievich Zakharov eingeführt.

Aber hier ist, was interessant ist. Hundert Jahre vor Joseph Priestley und seiner Entdeckung von Ammoniak beobachtete der Wissenschaftler Robert Boyle ein Phänomen, bei dem ein zuvor in Salzsäure getränkter Stock zu rauchen begann, wenn er in die Nähe des Gases gebracht wurde, das beim Verbrennen von Gülle freigesetzt wurde. Dies liegt daran, dass Säure und Ammoniak reagierten und ihre Produkte Ammoniumchlorid enthielten, dessen Partikel den Rauch erzeugten. Es stellt sich heraus, dass Ammoniak vor langer Zeit durch experimentelle Methoden nachgewiesen wurde, aber seine Anwesenheit in der Welt wurde erst viel später nachgewiesen.

Zusammensetzung des Moleküls

Das Ammoniakmolekül (NH 3) hat die Form eines Tetraeders mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Es enthält vier Elektronenwolken, die sich entlang der Bindungslinie überlappen, daher enthält das Molekül nur Sigma-Bindungen. Stickstoff hat im Vergleich zu Wasserstoff eine höhere Elektronegativität, sodass die gemeinsamen Elektronenpaare im Molekül dorthin verschoben sind. Und da es im Ammoniak überall Einfachbindungen gibt, ist der Hybridisierungstyp sp 3, und der Winkel zwischen den Elektronenwolken beträgt 109 Grad.

Wie kommt man

Jährlich werden weltweit etwa 100 Millionen Tonnen Ammoniak produziert, sodass dieser Prozess zu Recht als einer der wichtigsten der Welt angesehen werden kann. Es wird in flüssiger Form oder als 25-prozentige Lösung abgegeben.

Es gibt folgende Möglichkeiten, es zu bekommen:

1. In der Industrie wird Ammoniak durch die Synthese von Stickstoff und Wasserstoff hergestellt, wobei Wärme freigesetzt wird. Darüber hinaus kann diese Reaktion nur bei hoher Temperatur, Druck und in Gegenwart eines Katalysators stattfinden, der zwar eine schwache Reaktion beschleunigt, aber selbst nicht daran teilnimmt.

Ammoniak-Reaktionsgleichung:

N2 + 3H2 ⇄ 2NH3 + Q

2. Ammoniak kann beim Kohleverkoken gewonnen werden.

Tatsächlich enthält Kohle kein Ammoniak, aber viele organische Verbindungen, die Stickstoff und Wasserstoff enthalten. Und bei starker Erhitzung von Kohle (Pyrolyse) bilden diese Bestandteile Ammoniak, das als Nebenprodukt entsteht.

3. Im Labor wird Ammoniak durch Erhitzen von Ammoniumchlorid und Calciumhydroxid hergestellt:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

4. Oder durch Erhitzen von Ammoniumchlorid mit konzentriertem Alkali:

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Anwendung

Ammoniak ist ein unersetzlicher und wirklich notwendiger Stoff, ohne den die Weltindustrie ihre Bewegung verlangsamen würde. Das Anwendungsspektrum ist breit: Es ist an allen menschlichen Produktionsprozessen beteiligt, von Fabriken und Labors bis hin zur Medizin. Seine Vorteile sind, dass es umweltfreundlich ist und ein ziemlich billiges Produkt ist.

Anwendungen von Ammoniak:

1. Chemische Industrie. Es wird bei der Herstellung von Düngemitteln, Polymeren, Salpetersäure, Sprengstoffen, als Lösungsmittel (flüssiges Ammoniak) verwendet.
2. Kühlaggregate. Ammoniak verdampft unter Aufnahme einer großen Menge Wärme aus der Umgebung, da es bestimmte thermodynamische Eigenschaften hat. Kältesysteme, die auf seiner Verwendung basieren, sind mehr als effizient, weshalb es das wichtigste Kältemittel in der Industrie ist.
3. Die Medizin. Ammoniak oder 10%ige Ammoniaklösung wird verwendet, um eine Ohnmacht zu beseitigen (Reizung der Rezeptoren der Nasenschleimhaut regt die Atmung an), die Hände des Chirurgen zu behandeln, Erbrechen auszulösen usw.
4. Textilindustrie. Mit seiner Hilfe werden synthetische Fasern gewonnen. Ammoniak wird auch zum Reinigen oder Färben verschiedener Stoffe verwendet.

Physikalische Eigenschaften

Hier sind die physikalischen Eigenschaften von Ammoniak:

1. Unter normalen Bedingungen ist es ein Gas.
2. Farblos.
3. Hat einen stechenden Geruch.
4. Giftig und hochgiftig.
5. Lassen Sie uns sehr gut in Wasser (ein Volumen Wasser auf siebenhundert Volumen Ammoniak) und eine Reihe organischer Substanzen auflösen.
6. Der Schmelzpunkt liegt bei -80 °C.
7. Der Siedepunkt liegt bei etwa -36 °C.
8. Es ist explosiv und brennbar.
9. Etwa doppelt so leicht wie Luft.
10. Es hat ein molekulares Kristallgitter bzw. ist schmelzbar und zerbrechlich.
11. Die Molmasse von Ammoniak beträgt 17 Gramm/Mol.
12. Beim Erhitzen in einer Sauerstoffumgebung zerfällt es in Wasser und Stickstoff.

Chemische Eigenschaften von Ammoniak

Ammoniak ist ein starkes Reduktionsmittel, da der Oxidationszustand von Stickstoff im Molekül minimal ist. Es kann auch oxidierende Eigenschaften aufweisen, was viel seltener vorkommt.

Reaktionen mit Ammoniak:

• Ammoniak bildet mit Säuren Ammoniumsalze, die sich beim Erhitzen zersetzen. Ammoniak bildet mit Salzsäure Ammoniumchlorid und mit Schwefelsäure Ammoniumsulfat.

NH 3 + HCl = NH 4 CL

NH 3 + H 2 SO4 \u003d (NH 4) 2 SO 4

• Beim Erhitzen bildet Sauerstoff Stickstoff und unter Beteiligung eines Katalysators (Pt) wird Stickoxid erhalten.

4NH 3 + 5O 2 \u003d 4NO + 6H 2 O

4NH 3 + 3O 2 \u003d 2N 2 + 6H 2 O

• Mit Wasser bildet sich ein instabiles Ammoniakhydrat.

NH 3 + H 2 O \u003d NH 3 × H 2 O

Ammoniak kann alkalische Eigenschaften aufweisen, daher bildet es bei Wechselwirkung mit Wasser eine schwache Base - NH 4 OH. Tatsächlich existiert eine solche Verbindung jedoch nicht, daher sollte die Formel wie folgt geschrieben werden: NH 3 × H 2 O.

mit Metalloxiden.

2NH 3 + 3CuO \u003d 3Cu + N 2 + 3H 2 O

• mit Halogenen.

8NH 3 + 3Cl 2 \u003d N 2 + 6NH 4 Cl

• mit Metallsalzen.

3NH 3 + ZN 2 O + AlCl 3 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3NH 4 Cl

Ammoniakverbindungen

Es gibt verschiedene Arten von komplexen Substanzen, die bei der Wechselwirkung mit Ammoniak entstehen:

1. Ammoniumsalze. Sie entstehen durch Reaktionen von Ammoniak mit Säuren und zersetzen sich beim Erhitzen.
2. Amide. Dies sind Salze, die durch Einwirkung von Alkalimetallen mit Ammoniak erhalten werden.
3. Hydrazin. Dies ist eine Substanz, die durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit in Gegenwart von Gelatine gewonnen wird.
4. Amine. Ammoniak reagiert mit Halogenalkanen als Additionsreaktion unter Bildung von Salzen.
5. Ammoniak. Ammoniak bildet mit Silber- und Kupfersalzen komplexe Salze.

Biologische Rolle

Ammoniak ist eine Substanz, die in Organismen von Lebewesen während des Stoffwechsels gebildet wird und ein Produkt des Stickstoffstoffwechsels in ihnen ist. In der Tierphysiologie wird ihm eine wichtige Rolle zugeschrieben, jedoch hat es eine hohe Toxizität für Organismen und ist in ihnen in reiner Form fast nicht enthalten. Das meiste davon wird von der Leber zu einer harmlosen Substanz verarbeitet - Harnstoff, oder wie es auch Urea genannt wird.

Es hilft auch, Säuren zu neutralisieren, die mit der Nahrung in den Körper gelangen, und hält das Säure-Basen-Gleichgewicht des Blutes aufrecht.

Ammoniak ist eine wichtige Stickstoffquelle für Pflanzen. Sie nehmen es hauptsächlich aus dem Boden auf, aber das ist ein sehr mühsamer und ineffizienter Prozess. Einige Pflanzen sind in der Lage, mit Hilfe spezieller Enzyme – Nitrogenasen – Stickstoff anzureichern, der in der Atmosphäre enthalten ist. Anschließend wandeln sie den Stickstoff in für sie nützliche Verbindungen wie Proteine ​​und Aminosäuren um.

Aggregatzustände

Ammoniak kann in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen:

1. Unter normalen Bedingungen liegt es als farbloses Gas mit unangenehm stechendem Geruch vor.
2. Außerdem kann es sich sehr gut in Wasser lösen, sodass es als wässrige Lösung mit einer bestimmten Konzentration gelagert werden kann. Durch Druck und starke Abkühlung verflüssigt es sich und wird flüssig.
3. Ammoniak hat einen festen Zustand, in dem es als farblose kubische Kristalle erscheint.

Ammoniakvergiftung

Wie oben erwähnt, ist Ammoniak eine äußerst giftige und giftige Substanz. Es gehört zur vierten Gefahrenklasse.

Die Vergiftung mit diesem Gas geht mit einer Verletzung vieler Körperprozesse einher:

• Erstens wird das Nervensystem in Mitleidenschaft gezogen und die Sauerstoffaufnahme der Nervenzellen reduziert.
• Beim Eindringen in den Rachen, dann in die Luftröhre und die Bronchien, setzt sich Ammoniak auf den Schleimhäuten ab, löst sich auf und bildet ein Alkali, das den Körper zu beeinträchtigen beginnt, innere Verbrennungen verursacht und Gewebe und Zellen zerstört.
• Diese Substanz wirkt auch zerstörerisch auf Fettbestandteile, die in der einen oder anderen Form Bestandteil aller menschlichen Organe sind.
• Das kardiovaskuläre und das endokrine System geraten unter den Einfluss, ihre Arbeit wird gestört.

Nach dem Kontakt mit Ammoniak leiden fast der gesamte menschliche Körper, seine inneren Gewebe und Organe und der Lebensprozess verschlechtert sich.

Am häufigsten treten Vergiftungsfälle mit diesem Gas in der chemischen Industrie aufgrund von Leckagen auf, sie können jedoch auch zu Hause vergiftet werden, wenn beispielsweise der Behälter mit Ammoniak nicht dicht verschlossen ist und sich seine Dämpfe im Raum ansammeln.

Eine Vergiftung kann auch dann auftreten, wenn einer Person in einem Ohnmachtszustand ein in Ammoniak getauchter Tupfer an die Nase gebracht wird. Wenn das Opfer es länger als fünf Sekunden riechen darf, ist die Gefahr einer Vergiftung hoch, daher sollte Ammoniak immer mit äußerster Vorsicht gehandhabt werden.

Vergiftungssymptome

Die folgenden sind einige der Anzeichen einer Ammoniakvergiftung:

1. Starker Husten, Atembeschwerden.
2. Brennen in den Augen, Tränenfluss, Schmerzreaktion auf helles Licht.
3. Brennen im Mund und Nasopharynx.
4. Schwindel, Kopfschmerzen.
5. Bauchschmerzen, Erbrechen.
6. Verringerte Hörschwelle.
7. Bei schwerer Vergiftung möglich: Bewusstlosigkeit, Krämpfe, Atemstillstand, akute Herzinsuffizienz. Die Kombination von Verstößen kann das Opfer ins Koma führen.

Vorbeugung bei Vergiftungen

Erste Hilfe besteht in diesem Fall aus wenigen einfachen Schritten. Zuerst müssen Sie das Opfer an die frische Luft bringen, Gesicht und Augen mit fließendem Wasser abspülen. Auch wer in Chemie nicht so gut war, weiß es aus der Schule: Alkali wird durch Säure neutralisiert, also müssen Mund und Nase mit Wasser unter Zusatz von Zitronensaft oder Essig gespült werden.

Wenn die vergiftete Person das Bewusstsein verloren hat, sollten Sie sie bei Erbrechen auf die Seite legen und bei Puls- und Atemstillstand eine Herzmassage und künstliche Beatmung durchführen.

Folgen einer Vergiftung

Nach einer Ammoniakvergiftung kann eine Person mit sehr schwerwiegenden irreversiblen Folgen rechnen. Zunächst leidet das zentrale Nervensystem, was eine Reihe von Komplikationen mit sich bringt:

• Das Gehirn erfüllt seine Funktionen nicht mehr vollständig und beginnt zu versagen, wodurch die Intelligenz abnimmt, Geisteskrankheiten, Amnesie und nervöse Tics auftreten.
• Die Empfindlichkeit einiger Körperteile nimmt ab.
• Die Arbeit des Vestibularapparates ist gestört. Aus diesem Grund fühlt sich eine Person ständig schwindelig.
• Die Hörorgane beginnen ihre Arbeitsfähigkeit zu verlieren, was zu Taubheit führt.
• Mit der Niederlage der Augenabdeckungen nehmen das Sehvermögen und seine Schärfe ab, im schlimmsten Fall erblindet das Opfer.
• Der Beginn des Todes. Es hängt davon ab, wie hoch die Gaskonzentration in der Luft war und wie viel Ammoniakdampf in den Körper gelangt ist.

Die vorgeschriebenen Sicherheitsmaßnahmen zu kennen und zu befolgen bedeutet, sich vor dem Risiko einer Bedrohung des eigenen Lebens oder dem schlimmsten Schicksal – Behinderung, Hör- oder Sehverlust – zu schützen.

Im Alltag wird häufig Ammoniak verwendet, aber sie nennen es sowohl Ammoniak als auch Ammoniak und bleiben im vollen Vertrauen, dass dies dasselbe ist.

Tatsächlich handelt es sich um unterschiedliche Stoffe, die sich in Herkunft, Aggregatzustand und chemischen Formeln voneinander unterscheiden. Diese drei verschiedenen Substanzen sind nur durch einen scharfen Ammoniakgeruch verbunden.

Der Geruch ist derselbe, aber die Substanzen sind unterschiedlich

Um ein für alle Mal davon überzeugt zu sein, dass Ammoniak und Ammoniak ein und dasselbe sind, reicht es aus, sich der Entstehungsgeschichte zuzuwenden und sich ihre chemischen Formeln anzusehen.

Ammoniak ist Wasserstoffnitrid, ein Gas mit einer Molmasse von 17 g/mol, die chemische Formel lautet NH3.

Ammoniak oder Ammoniak ist eine Flüssigkeit mit der chemischen Formel NH4OH.

Ammoniak ist ein Salz mit der chemischen Formel - NH4Cl.

Herkunft von Ammoniak

Die Geschichte der Entdeckung des Erdgases Ammoniak hat zwei Legenden. Der ersten Legende nach schnüffelten die Menschen in der Nähe des Tempels des ägyptischen Gottes Amun, wo religiöse Riten durchgeführt wurden, an einem Paar Kamelkot, von dem sie in Trance fielen. Diese Paare wurden "Ammoniak" genannt.

Nach der zweiten Legende gab es in Nordafrika, im Bereich der Oase Ammon, eine Kreuzung von Karawanenstraßen. Eine große Anzahl von Tieren ging dort vorbei, die Straße war mit ihren Fäkalien übersät und reichlich mit Urin bewässert, der verdunstete und ein Gas freisetzte, das "Ammoniak" genannt wurde.

Die wissenschaftliche Entdeckung eines Gases mit dem Namen "Ammoniak" geht auf das Jahr 1785 zurück. Die chemische Formel des Gases, NH3, wurde vom französischen Wissenschaftler C. L. Berthollet bestimmt und als „Ammoniak“ bezeichnet.

Aber bereits 1774 erhielt der englische Wissenschaftler D. Priestley ein identisches Gas, dem er den Namen "alkalische Luft" gab, aber er konnte die chemische Zusammensetzung nicht ableiten.

Ammoniak (lateinisch Ammoniak) ist ein farbloses Gas mit einem spezifischen Geruch, leichter als Luft, chemisch aktiv, verflüssigt sich bei einer Temperatur von -33 ° C; gut wasserlöslich, reagiert alkalisch; reagiert mit Salzsäure und bildet ein Ammoniumsalz: NH3 + HCl = NH4Cl, das sich beim Erhitzen zersetzt: NH4Cl = NH3 + HCl.

Ammoniak wird auf zwei Arten gewonnen - Industrie und Labor. Bei der Labormethode wird Ammoniak durch Erhitzen von Alkalien und Ammoniumsalzen gewonnen:

• NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O;
• NH4 + + OH – = NH 3 + H2O.

Unter industriellen Bedingungen wird Ammoniak zunächst in gasförmiger Form erzeugt, dann verflüssigt und zu einer 25%igen wässrigen Lösung gebracht, die als Ammoniakwasser bezeichnet wird.

Die Synthese von Ammoniak ist eine sehr wichtige chemische Produktion, da Ammoniak ein grundlegendes Element für viele andere chemische Technologien und Industrien ist. So wird Ammoniak in der Industriekälte als Kältemittel verwendet; ist ein Bleichmittel bei der Verarbeitung und Färbung von Stoffen; unentbehrlich bei der Herstellung von Salpetersäure, Stickstoffdünger, Ammoniumsalzen, Kunstfasern - Nylon und Capron.

Das industrielle Verfahren zur Synthese von Ammoniak wurde 1909 vom deutschen Chemiker Fritz Haber erfunden. 1918 erhielt er für seine Entdeckung in der Chemie den Nobelpreis. Die erste Ammoniakanlage wurde 1913 in Deutschland in Betrieb genommen, und bereits 1928 wurde die Ammoniakproduktion in Russland etabliert.

Herkunft von Ammoniak

Ammoniak (Hammoniaci P. Sal) ist ein Salz, die chemische Formel lautet NH4Cl (Ammoniumchlorid).

Ammoniumchlorid ist vulkanischen Ursprungs; gefunden in heißen Quellen, Grundwasserverdunstung, in Ablagerungen von Guano und einheimischem Schwefel; Entstanden durch brennende Kohleflöze oder Trümmeransammlungen. Es hat das Aussehen von durchhängenden, erdigen Ablagerungen, Krusten oder massiven skelettartigen kristallinen Ansammlungen, Clustern und Dendriten.

Reines Ammoniak ist farblos oder weiß mit einem glasigen Glanz. Abhängig von den darin enthaltenen Verunreinigungen kann die Farbe alle Schattierungen von Gelb, Braun, Grau, verschiedene Schattierungen von Rot, Braun sein.

Beim Erhitzen wird Ammoniak aus Ammoniak freigesetzt, es löst sich gut in Wasser. Die Lösung schmeckt brennend ätzend - salzig, der Geruch ist scharfes Ammoniak.

Ammoniumchlorid ist den Menschen seit der Antike bekannt und wurde bei rituellen Zeremonien, bei der Herstellung und Färbung von Stoffen sowie von Alchemisten zum Löten von Metallen und zum Schmelzen von Gold verwendet.

Im Mittelalter lernten sie, wie man künstliches Ammoniak aus den Hörnern und Hufen von Rindern gewinnt, das als "Geist eines Hirschhorns" bezeichnet wurde.

Herkunft von Ammoniak

Liquor ammonia caustici ist sein lateinischer Name.

Dies ist eine 10%ige Ammoniakwasserlösung mit der chemischen Formel NH4OH; farbloses transparentes homogenes Gemisch, das verdunsten kann; mit einem spezifischen Ammoniakgeruch, der auch im gefrorenen Zustand bestehen bleibt.

Die Erwähnung seiner Verwendung durch östliche Alchemisten stammt aus dem 8. Jahrhundert und von europäischen Alchemisten aus dem 13. Jahrhundert. Ihre Aufzeichnungen über die verwendeten Rezepte sind bis heute erhalten.

Heutzutage erhalten sie auf industrielle und einfache Haushaltsweise:

• auf industrielle Weise wird die Synthese aus dem gasförmigen Zustand von Wasserstoff, Stickstoff und Luft unter Verwendung bestimmter Katalysatoren durchgeführt, und dann wird eine Wasser-Alkohol-Lösung erhalten, die einen scharfen Ammoniakgeruch hat;
• Eine einfache Haushaltsmethode basiert auf dem Verdünnen von 25 %igem Ammoniakwasser zu einer 10 %igen Lösung.

Einsatzbereiche

Der Anwendungsbereich von Ammoniak und Ammoniakalkohol ist breit und wird in fast allen Bereichen der menschlichen Tätigkeit eingesetzt, von technologischen Prozessen bis hin zu Medizin und Haushaltsbedarf.

Anwendung von Ammoniak

Ammoniak wird häufig als Kältemittel in verschiedenen Haushalts- und Industriegeräten verwendet.

Es ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie . Insbesondere wird es verwendet bei der Herstellung von:

• Ammoniak;
• Zusätze in Baumaterialien zur Verwendung bei Frost;
• Polymere, Soda und Salpetersäure;
• Düngemittel;
• Sprengstoff.

Verwendung von Ammoniakalkohol

Ammoniakalkohol wird in der Medizin und im Alltag verwendet.

Die Anwendung in der Medizin ist in folgenden Fällen angezeigt:

Die Anwendung im Alltag besteht in der Entfettung und Reinigung verschiedener Haushaltsutensilien.

Alkohollösung in Höhe von 2 TL. für 2 Tassen Wasser und 1 EL. l. Jedes Geschirrspülmittel kann Silberwaren, Silber- und Goldschmuck perfekt reinigen (Sie können Produkte mit Perlen nicht mit Ammoniak reinigen, sie werden grau und trüb). Legen Sie dazu Besteck oder Schmuck in die Lösung, halten Sie sie 1 bis 2 Stunden lang, spülen Sie sie dann mit Wasser ab und wischen Sie sie trocken.

Es eignet sich gut zum Entfernen von Blut-, Urin- und Schweißflecken von Wolle, Seide und Lycra. Als Fleckentferner wird eine 50%ige Lösung verwendet. In konzentrierter Form kann es Bleistiftspuren auf Kleidung entfernen.

Von Teppichen, Polstern und Autoabdeckungen kann der Absatz mit einer Lösung von 1 EL entfernt werden. l. reines Ammoniak und 2 Liter heißes Wasser. Reinigen Sie dazu die Verschmutzung und lassen Sie sie trocknen. Bei Bedarf können Sie nachreinigen.

Fensterglas, Spiegel und Fayence können auch mit einer Lösung von 1 EL gereinigt werden. l. reines Ammoniak und 3 EL. Wasser. Die Oberfläche wird sauber und glänzend.

Ammoniakwasser 1 EL. l. in einer Mischung mit 4 Liter Wasser können Steinablagerungen in Badewanne und Waschbecken gereinigt werden. Reinigen Sie sie dazu mit einer Lösung und spülen Sie sie dann mit heißem Wasser ab.

Alkohol kann im Gartenbau zur Bekämpfung von Zwiebelfliegen und Blattläusen sowie als Dünger für Garten- und Zimmerpflanzen bei sauren Bodenverhältnissen eingesetzt werden.

Auswirkung auf eine Person

Denken Sie daran, wenn Sie Ammoniak und Ammoniak verwenden dass es sich um hochgiftige Substanzen handelt und bei deren Anwendung die Dosierung strikt eingehalten werden sollte und halten Sie sich an die Nutzungsbedingungen.

Wenn Sie Ammoniak verwenden möchten, müssen Sie es ausschließlich in Apotheken kaufen und die beigefügten Regeln zur Verwendung von „Ammoniaklösung“ sorgfältig lesen. Gebrauchsanweisung".

Eine Überdosierung kann zu Vergiftungen und ernsthaften Gesundheitsproblemen sowie zu Verätzungen führen. Die Räume, in denen es verwendet wird, müssen gut belüftet sein.

Neben der Toxizität sind Ammoniakdämpfe explosiv. Dies geschieht, wenn sie in einem bestimmten Verhältnis mit Luft vermischt werden, daher müssen beim Arbeiten mit Sprengstoffen besondere Sicherheitsregeln beachtet werden.

Die ersten Vergiftungssymptome können sein:

• das Auftreten von roten Flecken im Gesicht und am Körper;
• schnelles Atmen;
• allgemeine Aufregung.

Weitere Anzeichen für die Entwicklung einer Vergiftung sind:

• das Auftreten von akuten Schmerzen hinter dem Brustbein;
• Krämpfe;
• Schwellung des Kehlkopfes;
• Krampf der Stimmbänder;
• Muskelschwäche;
• Durchblutungsstörungen;
• halbbewusster Zustand bis hin zur Bewusstlosigkeit.

Wenn Sie Ammoniakwasser in übermäßigen Dosen einnehmen, können Sie Folgendes erleben:

• Durchfall mit falschem Schmerzdrang, Verbrennungen der Speiseröhre, des Magens und der ersten Darmabschnitte;
• Husten, Tränenfluss, Speicheln und Niesen;
• reflektorischer Atemstillstand;
• Erbrechen mit Ammoniakgeruch;
• Einnahme von Ammoniakalkohol in einer Menge von 10 bis 15 Gramm. mit dem Tode bedroht.

Wenn eine Person eine individuelle Unverträglichkeit gegenüber dem Geruch von Ammoniak hat, kann selbst eine leichte Einnahme über die Atemwege oder das Innere sofort zu den nachteiligsten Folgen führen.

Wenn eine Person eine Verletzung der Haut am Körper in Form von nässenden Geschwüren, Ekzemen oder Dermatitis hat, kann die Verwendung von Lotionen zu einer noch umfassenderen allergischen Reaktion und Verbrennungen der Haut führen.

Erste Hilfe bei Vergiftung

Bei ersten Anzeichen einer Vergiftung mit diesen Substanzen ist es dringend erforderlich, mit der Erstversorgung des Opfers zu beginnen.

Zu den Erste-Hilfe-Maßnahmen gehören:

Bei schwereren Vergiftungsformen muss dringend ein Krankenwagen gerufen werden.

Ammoniakalkohol ist in Erste-Hilfe-Kästen Pflicht und sollte zur richtigen Zeit griffbereit sein.

Wie viel darf es in Apotheken kosten? Die Antwort ist sehr preiswert. Holen Sie es, verwenden Sie es, aber seien Sie äußerst vorsichtig.

Achtung, nur HEUTE!