Lichid

Amoniac- NH 3, nitrură de hidrogen, în condiții normale - un gaz incolor cu miros caracteristic înțepător (miros de amoniac), aproape de două ori mai ușor decât aerul, otrăvitor. Solubilitatea NH 3 în apă este extrem de mare - aproximativ 1200 de volume (la 0 ° C) sau 700 de volume (la 20 ° C) într-un volum de apă. În refrigerare, se numește R717, unde R este agent frigorific (refrigerant), 7 este tipul de agent frigorific (compus anorganic), 17 este greutatea moleculară.

Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale cu un atom de azot în vârf. Trei electroni p neperechi ai atomului de azot participă la formarea legăturilor covalente polare cu electroni 1s a trei atomi de hidrogen (legături N-H), a patra pereche de electroni externi este neîmpărtășită, poate forma o legătură donor-acceptor cu un hidrogen ion, formând un ion de amoniu NH 4 + . Datorită faptului că norul de doi electroni care nu se leagă este orientat strict în spațiu, molecula de amoniac are o polaritate ridicată, ceea ce duce la o solubilitate bună în apă.

În amoniacul lichid, moleculele sunt legate prin legături de hidrogen. O comparație a proprietăților fizice ale amoniacului lichid cu apa arată că amoniacul are puncte de fierbere mai mici (t kip -33,35 ° C) și puncte de topire (t pl -77,70 ° C), precum și o densitate mai mică, vâscozitate (vâscozitatea lichidului). amoniac de 7 ori mai mic decât vâscozitatea apei), conductivitate și constantă dielectrică. Acest lucru se explică într-o oarecare măsură prin faptul că puterea acestor legături în amoniacul lichid este semnificativ mai mică decât cea a apei și, de asemenea, prin faptul că există o singură pereche de electroni neîmpărțiți în molecula de amoniac, spre deosebire de două perechi. în molecula de apă, ceea ce nu face posibilă formarea unei rețele extinse de legături de hidrogen între mai multe molecule. Amoniacul trece cu ușurință într-un lichid incolor cu o densitate de 681,4 kg / m³, care refractă puternic lumina. La fel ca apa, amoniacul lichid este foarte asociat, în principal prin formarea de legături de hidrogen. Amoniacul lichid practic nu conduce electricitatea. Amoniacul lichid este un solvent bun pentru un număr foarte mare de compuși organici, precum și pentru mulți anorganici. Amoniacul solid este cristale cubice incolore.

Proprietăți chimice

• Datorită prezenței unei perechi de electroni singuri, amoniacul acționează ca un nucleofil sau agent de complexare în multe reacții. Deci, atașează un proton, formând un ion de amoniu:

NH3 + H+ → NH4+

• O soluție apoasă de amoniac ("amoniac") are o reacție ușor alcalină datorită procesului:

NH3 + H20 → NH4 + + OH-; K o \u003d 1,8 × 10 −5

• Interacțiunea cu acizii dă sărurile de amoniu corespunzătoare:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

• Amoniacul este, de asemenea, un acid foarte slab (de 10.000.000.000 de ori mai slab decât apa), capabil să formeze săruri cu metalele – amide. Compușii care conțin ioni NH 2 − se numesc amide, NH 2− - imide și N 3− - nitruri. Amidele metalelor alcaline se obțin prin acțiunea asupra lor cu amoniac:

2NH3 + 2K = 2KNH2 + H2

Amidele, imidele și nitrururile unui număr de metale se formează ca urmare a anumitor reacții în amoniacul lichid. Nitrururile pot fi obținute prin încălzirea metalelor într-o atmosferă de azot.

Amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Această analogie este întărită de faptul că ionii OH - și NH 2 -, precum și moleculele de H 2 O și NH 3, sunt izoelectronice. Amidele sunt baze mai puternice decât hidroxizii și, prin urmare, suferă hidroliză ireversibilă în soluții apoase:

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

si in alcooli:

KNH2 + C2H5OH → C2H5OK + NH3

La fel ca soluțiile apoase de alcali, soluțiile de amoniac ale amidelor conduc bine curentul electric, care se datorează disocierii:

MNH2 → M + + NH2 -

Fenolftaleina din aceste soluții devine roșie; atunci când se adaugă acizi, ei sunt neutralizați. Solubilitatea amidelor se modifică în aceeași secvență ca și solubilitatea hidroxizilor: LiNH 2 este insolubil, NaNH 2 este ușor solubil, KNH 2 , RbNH 2 și CsNH 2 sunt foarte solubili.

• Când este încălzit, amoniacul prezintă proprietăți reducătoare. Deci, arde într-o atmosferă de oxigen, formând apă și azot. Oxidarea amoniacului cu aer pe un catalizator de platină dă oxizi de azot, care sunt utilizați în industrie pentru a produce acid azotic:

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

Utilizarea amoniacului NH 4 Cl pentru curățarea suprafeței metalice de oxizi în timpul lipirii acestora se bazează pe capacitatea de reducere a NH 3:

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

Oxizând amoniacul cu hipoclorit de sodiu în prezența gelatinei, se obține hidrazină:

2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCI + H2O

• Halogenii (clorul, iodul) formează explozivi periculoși cu amoniac - halogenuri de azot (clorură de azot, iodură de azot).

• Cu haloalcanii, amoniacul intră într-o reacție de adiție nucleofilă, formând un ion de amoniu substituit (o metodă de obținere a aminelor):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (clorhidrat de metil amoniu)

• Cu acizii carboxilici, anhidridele, halogenurile, esterii și alți derivați ai acestora dă amide. Cu aldehide și cetone - baze Schiff, care pot fi reduse la aminele corespunzătoare (aminare reductivă).

• La 1000 °C, amoniacul reacționează cu cărbunele, formând HCN și descompunându-se parțial în azot și hidrogen. De asemenea, poate reacționa cu metanul, formând același acid cianhidric:

CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O

Istoricul numelui

Amoniacul (în limbile europene numele său sună ca „amoniac”) își datorează numele oazei Ammon din Africa de Nord, situată la intersecția rutelor caravanelor. În climatele calde, ureea (NH 2 ) 2 CO conținută în deșeurile animale se descompune deosebit de rapid. Unul dintre produsele de degradare este amoniacul. Potrivit altor surse, amoniacul și-a primit numele de la cuvântul egiptean antic amonian. Așa numiți oameni care se închină pe zeul Amon. În timpul ritualurilor lor rituale, ei adulmecau amoniac NH 4 Cl, care, atunci când este încălzit, evaporă amoniacul.

Amoniac lichid

Amoniacul lichid, deși într-o mică măsură, se disociază în ioni, în care se manifestă asemănarea sa cu apa:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 -

Constanta de autoionizare a amoniacului lichid la -50 °C este de aproximativ 10 -33 (mol/l)².

Amoniacul lichid, ca și apa, este un solvent ionizant puternic în care se dizolvă un număr de metale active: alcaline, alcalino-pământoase, Mg, Al, precum și Eu și Yb. Solubilitatea metalelor alcaline în NH3 lichid este de câteva zeci de procente. Amoniacul lichid NH3 dizolvă, de asemenea, unii compuși intermetalici care conțin metale alcaline, cum ar fi Na4Pb9.

Soluțiile diluate de metale în amoniac lichid sunt albastre, soluțiile concentrate au un luciu metalic și arată ca bronzul. În timpul evaporării amoniacului, metalele alcaline sunt izolate în formă pură, iar metalele alcalino-pământoase - sub formă de complexe cu amoniacul [E (NH 3) 6] cu conductivitate metalică. La o încălzire ușoară, acești complexe se descompun în metal și NH3.

Metalul dizolvat în NH3 reacționează treptat pentru a forma o amidă:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Amidele metalice rezultate din reacția cu amoniacul conțin ionul negativ NH 2 − , care se formează și în timpul autoionizării amoniacului. Astfel, amidele metalice sunt analogi ai hidroxizilor. Viteza de reacție crește atunci când se trece de la Li la Cs. Reacția este foarte accelerată în prezența chiar și a impurităților mici de H2O.

Soluțiile de metal-amoniac au conductivitate electrică metalică; în ele, atomii de metal se descompun în ioni pozitivi și electroni solvați înconjurați de molecule de NH3. Soluțiile de metal-amoniac care conțin electroni liberi sunt cei mai puternici agenți reducători.

complexare

Datorită proprietăților lor de donare de electroni, moleculele de NH 3 pot intra în compuși complecși ca ligand. Astfel, introducerea excesului de amoniac în soluții de săruri ale metalelor d duce la formarea complecșilor lor amino:

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

Complexarea este de obicei însoțită de o schimbare a culorii soluției, astfel încât în ​​prima reacție culoarea albastră (CuSO4) se transformă în albastru închis (culoarea complexului), iar în a doua reacție culoarea se schimbă din verde (Ni ( NU 3) 2) la albastru-violet. Cele mai puternice complexe cu NH 3 formează crom și cobalt în starea de oxidare +3.

Rolul biologic

Amoniacul este produsul final al metabolismului azotului la oameni și animale. Se formează în timpul metabolismului proteinelor, aminoacizilor și altor compuși azotați. Este foarte toxic pentru organism, astfel încât cea mai mare parte a amoniacului din timpul ciclului ornitinei este transformată de ficat într-un compus mai inofensiv și mai puțin toxic - ureea (ureea). Ureea este apoi excretată prin rinichi, iar o parte din uree poate fi transformată de către ficat sau rinichi înapoi în amoniac.

Amoniacul poate fi folosit și de către ficat pentru procesul invers, resinteza aminoacizilor din amoniac și analogii ceto de aminoacizi. Acest proces se numește „aminare reductivă”. Astfel, acidul aspartic se obține din acidul oxaloacetic, acidul glutamic se obține din acidul α-cetoglutaric etc.

Acțiune fiziologică

În funcție de efectul fiziologic asupra organismului, acesta aparține grupului de substanțe cu efect asfixiant și neurotrop, care, atunci când sunt inhalate, pot provoca edem pulmonar toxic și leziuni severe ale sistemului nervos. Amoniacul are atât efecte locale, cât și efecte de resorbție.

Vaporii de amoniac irită puternic membranele mucoase ale ochilor și ale organelor respiratorii, precum și pielea. Acesta este ceea ce percepem ca un miros înțepător. Vaporii de amoniac provoacă lacrimare abundentă, dureri la nivelul ochilor, arsuri chimice ale conjunctivei și corneei, pierderea vederii, accese de tuse, roșeață și mâncărime ale pielii. Când amoniacul lichefiat și soluțiile sale intră în contact cu pielea, apare o senzație de arsură, este posibilă o arsură chimică cu vezicule și ulcerații. În plus, amoniacul lichefiat absoarbe căldura în timpul evaporării, iar degerăturile de grade diferite apar atunci când intră în contact cu pielea. Mirosul de amoniac se simte la o concentrație de 37 mg/m³.

Concentrația maximă admisă în aerul zonei de lucru a unității de producție este de 20 mg/m³. Prin urmare, dacă se simte mirosul de amoniac, atunci este deja periculos să lucrezi fără echipament de protecție. Iritația faringelui se manifestă atunci când conținutul de amoniac din aer este de 280 mg / m³, ochi - 490 mg / m³. Când este expus la concentrații foarte mari, amoniacul provoacă leziuni cutanate: 7-14 g/m³ - eritematos, 21 g/m³ sau mai mult - dermatită buloasă. Edemul pulmonar toxic se dezvoltă la expunerea la amoniac timp de o oră cu o concentrație de 1,5 g/m³. Expunerea pe termen scurt la amoniac la o concentrație de 3,5 g/m³ sau mai rapid duce la dezvoltarea unor efecte toxice generale. Concentrația maximă admisă de amoniac în aerul atmosferic al așezărilor este: medie zilnică 0,04 mg/m³; doză unică maximă 0,2 mg/m³.

În lume, concentrația maximă de amoniac în atmosferă (mai mult de 1 mg/m³) se observă în Câmpia Indo-gangetică, în Valea Centrală a SUA și în regiunea Kazahstanului de Sud.

Aplicație

Amoniacul este unul dintre cele mai importante produse ale industriei chimice, producția sa mondială anuală ajunge la 150 de milioane de tone. Este utilizat în principal pentru producerea de îngrășăminte cu azot (nitrat și sulfat de amoniu, uree), explozivi și polimeri, acid azotic, sodă (metoda amoniacului) și alte produse chimice. Amoniacul lichid este folosit ca solvent.

În refrigerare, este folosit ca agent frigorific (R717)

În medicină, o soluție de 10% de amoniac, numită adesea amoniac, este utilizată pentru leșin (pentru a stimula respirația), pentru a stimula vărsăturile, precum și extern - nevralgie, miozită, mușcături de insecte, tratamentul mâinilor chirurgului. Dacă este utilizat incorect, poate provoca arsuri ale esofagului și stomacului (în cazul luării unei soluții nediluate), stop respirator reflex (la inhalare în concentrații mari).

Aplicați local, prin inhalare și în interior. Pentru a stimula respirația și pentru a elimina pacientul de leșin, aduceți cu atenție o bucată mică de tifon sau vată umezită cu amoniac la nasul pacientului (timp de 0,5-1 s). În interior (numai în reproducere) pentru a induce vărsăturile. Cu mușcături de insecte - sub formă de loțiuni; cu nevralgie și miozită – frecare cu liniment de amoniac. În practica chirurgicală, ei sunt crescuți în apă caldă fiartă și se spală pe mâini.

Deoarece este o bază slabă, neutralizează acizii atunci când interacționează.

Efectul fiziologic al amoniacului se datorează mirosului înțepător al amoniacului, care irită receptorii specifici ai mucoasei nazale și excită centrii respiratori și vasomotori ai creierului, determinând creșterea respirației și creșterea tensiunii arteriale.

chitanta

Metoda industrială de producere a amoniacului se bazează pe interacțiunea directă a hidrogenului și azotului:

N2 (g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3 (g) + 45,9 kJ

Acesta este așa-numitul proces Haber (fizicianul german, a dezvoltat bazele fizico-chimice ale metodei).

Reacția are loc cu degajarea de căldură și scăderea volumului. Prin urmare, pe baza principiului Le Chatelier, reacția ar trebui să fie efectuată la cele mai scăzute temperaturi posibile și la presiuni ridicate - atunci echilibrul va fi deplasat spre dreapta. Cu toate acestea, viteza de reacție la temperaturi scăzute este neglijabilă, iar la temperaturi ridicate, viteza reacției inverse crește. Efectuarea reacției la presiuni foarte mari necesită crearea unor echipamente speciale care să reziste la presiuni mari și deci o investiție mare. În plus, echilibrul reacției, chiar și la 700 °C, este stabilit prea lent pentru utilizarea sa practică.

Utilizarea unui catalizator (fier poros cu impurități de Al 2 O 3 și K 2 O) a făcut posibilă accelerarea atingerii unei stări de echilibru. Interesant este că în căutarea unui catalizator pentru acest rol, au fost încercate peste 20 de mii de substanțe diferite.

Luând în considerare toți factorii de mai sus, procesul de obținere a amoniacului se realizează în următoarele condiții: temperatură 500 ° C, presiune 350 atmosfere, catalizator. Randamentul de amoniac în astfel de condiții este de aproximativ 30%. În condiții industriale, se utilizează principiul circulației - amoniacul este îndepărtat prin răcire, iar azotul și hidrogenul nereacționat sunt returnate în coloana de sinteză. Acest lucru se dovedește a fi mai economic decât obținerea unui randament de reacție mai mare prin creșterea presiunii.

Pentru a obține amoniac în laborator, se utilizează acțiunea alcalinelor puternice asupra sărurilor de amoniu:

NH4CI + NaOH = NH3 + NaCI + H2O.

Obținut de obicei în laborator prin încălzirea slabă a unui amestec de clorură de amoniu cu var stins. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Pentru a usca amoniacul, acesta este trecut printr-un amestec de var și sodă caustică.

Amoniacul foarte uscat poate fi obținut prin dizolvarea sodiului metalic în el și ulterior distilarea acestuia. Acest lucru se face cel mai bine într-un sistem realizat din metal sub vid. Sistemul trebuie să reziste la presiune mare (la temperatura camerei, presiunea vaporilor saturați a amoniacului este de aproximativ 10 atmosfere). În industrie, amoniacul este uscat în coloane de absorbție.

Amoniacul în medicină

Pentru mușcăturile de insecte, amoniacul se aplică extern sub formă de loțiuni. Sunt posibile efecte secundare: la expunere prelungită (utilizare prin inhalare), amoniacul poate provoca stop respirator reflex. Aplicarea locală este contraindicată pentru dermatită, eczeme, alte boli ale pielii, precum și pentru leziuni traumatice deschise ale pielii. Cu aplicare prin inhalare - stop respirator reflex, cu aplicare topică - iritație, dermatită, eczemă la locul aplicării. Aplicarea locală este posibilă numai pe pielea intactă. În caz de lezare accidentală a membranei mucoase a ochiului, clătiți cu apă (timp de 15 minute la fiecare 10 minute) sau cu o soluție de acid boric 5%. Nu se folosesc uleiuri și unguente. Odată cu înfrângerea nasului și a faringelui - soluție 0,5% de acid citric sau sucuri naturale. În caz de ingerare, se bea apă, suc de fructe, lapte, de preferință soluție de acid citric 0,5% sau soluție de acid acetic 1% până la neutralizarea completă a conținutului stomacului. Interacțiunea cu alte medicamente este necunoscută. (Instructiuni de folosire)

Una dintre cele mai importante substanțe chimice utilizate în diverse domenii ale activității umane este amoniacul. În fiecare an, această substanță este produsă în cantități uriașe - peste 100 de milioane de tone. Gândește-te doar la acest număr! Apare imediat întrebarea: „De ce să produci o asemenea cantitate de amoniac?”. În acest articol, vom răspunde la această întrebare și vom afla motivul popularității amoniacului.

Proprietățile amoniacului

Proprietățile fizice și chimice ale amoniacului determină aplicațiile acestuia în diverse domenii. Amoniacul este o substanță gazoasă incoloră, cu un miros foarte înțepător și neplăcut. Substanța este otrăvitoare. Cu expunerea prelungită la corpul uman, poate provoca umflături și leziuni ale diferitelor organe.

Amoniacul este un acid slab, interacționează cu acizii, apa și este capabil să formeze săruri cu metalele. Este capabil să intre în diferite reacții chimice cu alte substanțe chimice. De exemplu, reacția amoniacului anhidru cu acidul azotic face posibilă obținerea azotatului de amoniu, care este utilizat pentru producerea de îngrășăminte.

Amoniacul este un agent reducător. Este capabil să reducă diferite metale din oxizii lor. Reacția amoniacului cu oxidul de cupru face posibilă obținerea azotului.

Diverse utilizări ale amoniacului

În ciuda toxicității sale, amoniacul este utilizat într-o varietate de domenii. Cea mai mare parte a amoniacului produs este folosită pentru fabricarea diferitelor produse din industria chimică. Aceste produse includ:

Îngrășăminte cu amoniu și azotat de amoniu (nitrat de amoniu și azotat, sulfat de amoniu, clorură de amoniu etc.). Astfel de îngrășăminte sunt potrivite pentru diferite culturi. Este important de stiut ca aplicarea ingrasamintelor in sol este normalizata datorita faptului ca substantele continute de acestea pot migra catre legumele si fructele coapte.

Sifon. Există o metodă cu amoniac pentru obținerea sodiului. Amoniacul este folosit pentru a satura saramura. Această metodă este utilizată în mod activ pentru producția industrială de sifon.

Acid azotic. Pentru producerea acestuia se folosește amoniacul sintetic. În prezent, producția industrială a acestei substanțe se bazează pe fenomenul de cataliză a amoniacului sintetic.

Explozivi. Azotatul de amoniu este neutru la stresul mecanic, dar în anumite condiții se caracterizează prin proprietăți explozive ridicate. De aceea este folosit pentru a produce astfel de substanțe. Rezultatul este amoniți - explozivi de amoniac.

Solvent. Amoniacul, în stare lichidă, poate fi folosit ca solvent pentru diferite substanțe organice și anorganice.

Amoniac - unitate frigorifică. Amoniacul este folosit în refrigerare ca agent frigorific. Amoniacul nu provoacă efect de seră, este ecologic și mai ieftin decât freonii. Acești factori determină utilizarea acestei substanțe ca agent frigorific.

Amoniac. Este folosit în medicină și în viața de zi cu zi. Această substanță îndepărtează perfect petele de pe haine de diverse origini și, de asemenea, neutralizează acizii.

Utilizarea amoniacului în medicină

Amoniacul este utilizat pe scară largă în medicină ca soluție de amoniac 10% și se numește amoniac. Când o persoană leșine, amoniacul îi este adus în fire. De asemenea, este folosit ca emetic. Pentru a face acest lucru, este diluat și luat pe cale orală în cantități mici. Deosebit de populară este această metodă de otrăvire cu alcool. Lotiunile sunt facute din amoniac si intepaturile de insecte sunt tratate. Chirurgii folosesc amoniac diluat în apă pentru a-și trata mâinile.

Este important să ne amintim că o supradoză de amoniac este foarte periculoasă. Durerea în diferite organe, umflarea lor și chiar moartea sunt posibile. Acest lucru poate fi evitat dacă această substanță este utilizată în scopul propus și cu grijă!

Nitrura de hidrogen cu formula NH 3 se numește amoniac. Este un gaz ușor (mai ușor decât aerul) cu un miros înțepător. Structura moleculei determină proprietățile fizice și chimice ale amoniacului.

Structura

Molecula de amoniac este formată dintr-un atom de azot și trei atomi de hidrogen. Legăturile dintre atomii de hidrogen și azot sunt covalente. Molecula de amoniac are forma unei piramide trigonale.

Există trei electroni liberi în orbitalul 2p al azotului. Trei atomi de hidrogen intră în hibridizare cu ei, formând tipul de hibridizare sp 3.

Orez. 1. Structura moleculei de amoniac.

Dacă un atom de hidrogen este înlocuit cu un radical de hidrocarbură (C n H m), se va obține o nouă substanță organică, o amină. Nu numai un atom de hidrogen poate fi înlocuit, ci toți trei. În funcție de numărul de atomi substituiți, există trei tipuri de amine:

• primar(metilamină - CH3NH2);
• secundar(dimetilamină - CH3-NH-CH3);
• terţiar(trimetilamină - CH3-N-(CH3)2).

C 2 H 4 , C 6 H 4 , (C 2 H 4) 2 și alte substanțe care conțin mai mulți atomi de carbon și hidrogen se pot alătura moleculei de amoniac.

Orez. 2. Formarea aminelor.

Amoniacul și aminele au o pereche liberă de electroni de azot, astfel încât proprietățile celor două substanțe sunt similare.

Fizic

Principalele proprietăți fizice ale amoniacului:

• gaz incolor;
• Miros puternic;
• solubilitate bună în apă (pentru un volum de apă 700 volume de amoniac la 20°C, la 0°C - 1200);
• mai usoara decat aerul.

Amoniacul se lichefiază la -33°C și devine solid la -78°C. Soluția concentrată conține 25% amoniac și are o densitate de 0,91 g/cm3. Amoniacul lichid dizolvă substanțele anorganice și organice, dar nu conduce electricitatea.

În natură, amoniacul este eliberat în timpul descompunerii și descompunerii substanțelor organice care conțin azot (proteine, uree).

Chimic

Gradul de oxidare a azotului în compoziția amoniacului este -3, hidrogenul - +1. Când se formează amoniacul, hidrogenul oxidează azotul, luând din acesta trei electroni. Datorită perechii de electroni de azot rămase și separării ușoare a atomilor de hidrogen, amoniacul este un compus activ care reacționează cu substanțe simple și complexe.

Principalele proprietăți chimice sunt descrise în tabel.

Interacţiune	produși de reacție	Ecuația
Cu oxigen	Arde pentru a forma azot sau reacționează cu oxigenul în prezența unui catalizator (platină) pentru a forma oxid nitric	4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O; 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Cu halogeni	azot, acid	2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr
	Hidroxid de amoniu sau amoniac	NH3 + H20 → NH4OH
Cu acizi	săruri de amoniu	NH3 + HCI → NH4CI; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
	Înlocuiește metalul, formând o sare nouă	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
Cu oxizi metalici	Reface metalul, se formează azot	2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O

Orez. 3. Arderea amoniacului Raport de evaluare

Rata medie: 4.3. Evaluări totale primite: 297.

Amoniacul este un compus volatil de hidrogen (nitrură de hidrogen) care joacă un rol de lider în industria modernă.

Deși a fost descoperit abia în secolul al XVIII-lea, este cunoscut omului din timpuri imemoriale. O soluție apoasă de amoniac este amoniacul. Această substanță se găsește în produșii de descompunere ai organismelor vii și în urină. Prin urmare, în timpul descompunerii materiei organice (rămășițele de plante, animale), amoniacul este eliberat, iar acest lucru dă naștere unui miros ascuțit de degradare (amoniac).

Istoria amoniacului

Amoniacul a fost descoperit la sfârșitul secolului al XVIII-lea de chimistul britanic Joseph Priestley, unul dintre fondatorii chimiei moderne, care a făcut și multe descoperiri importante în alte domenii ale științei (fizică, biologie, optică).

De exemplu, în listele invențiilor sale se regăsesc: apă spumante, pentru care a primit medalia Societății Regale din Londra, și cunoscuta radieră (înainte, toată lumea folosea pâine pentru a șterge grafitul).

Este de netăgăduit că Joseph Priestley a adus o contribuție uriașă la chimie, în special în domeniul gazelor, dar multe dintre realizările sale le-a făcut întâmplător.

Joseph Priestley a obținut amoniac prin încălzirea clorurii de amoniu (amoniac) cu hidroxid de calciu (var stins) și apoi colectând gazul degajat într-o baie de mercur.

Baia de mercur este un dispozitiv special conceput de Priestley pentru a concentra gazele. La temperatura camerei, mercurul este un lichid cu o densitate mare, care nu îi permite să absoarbă gazele. Oamenii de știință s-au izolat cu ușurință de substanțe prin încălzire pe suprafața mercurului.

Ecuația amoniacului:

2NH4CI + Ca(OH)2 = NH3 + CaCI2.

După descoperirea amoniacului de către Joseph Priestley, studiul său nu a rămas pe loc.

În 1784, compoziția acestei substanțe a fost stabilită de chimistul Louis Berthollet, care a descompus-o în elementele sale originale prin intermediul unei descărcări electrice.

El a primit numele „amoniac” deja în 1787 de la numele latin al amoniacului, iar numele „amoniac”, pe care suntem obișnuiți să-l folosim, a fost introdus de Yakov Dmitrievich Zakharov în 1801.

Dar iată ce este interesant. Cu o sută de ani înainte de Joseph Priestley și de descoperirea sa a amoniacului, omul de știință Robert Boyle a observat un fenomen în care un băț, înmuiat anterior în acid clorhidric, a început să fumeze când a fost adus în apropierea gazului eliberat în timpul arderii gunoiului de grajd. Acest lucru se datorează faptului că acidul și amoniacul au reacționat, iar produsele sale au conținut clorură de amoniu, ale cărei particule au creat fumul. Se pare că amoniacul a fost detectat prin metode experimentale cu mult timp în urmă, dar prezența lui în lume a fost dovedită mult mai târziu.

Compoziția moleculei

Molecula de amoniac (NH 3) are forma unui tetraedru cu un atom de azot în vârf. Conține patru nori de electroni care se suprapun de-a lungul liniei de legătură, prin urmare, molecula conține doar legături sigma. În comparație cu hidrogenul, azotul are o electronegativitate mai mare, astfel încât perechile de electroni comuni din moleculă sunt deplasate către acesta. Și deoarece există legături simple peste tot în amoniac, tipul de hibridizare este sp 3, iar unghiul dintre norii de electroni este de 109 grade.

Cum să obțineți

Aproximativ 100 de milioane de tone de amoniac sunt produse anual în lume, așa că acest proces poate fi considerat pe bună dreptate unul dintre cele mai importante din lume. Este eliberat sub formă lichidă sau sub formă de soluție de douăzeci și cinci la sută.

Există următoarele modalități de a-l obține:

1. În industrie, amoniacul este produs prin sinteza azotului și hidrogenului, care este însoțită de degajarea de căldură. Mai mult, această reacție poate avea loc numai la temperatură, presiune ridicată și în prezența unui catalizator, care, deși accelerează o reacție slabă, nu intră el însuși în ea.

Ecuația reacției amoniacului:

N 2 + 3H 2 ⇄ 2NH 3 + Q

2. Amoniacul poate fi obținut în timpul cocsării cărbunelui.

De fapt, nu există amoniac în cărbune, dar există mulți compuși organici în el, care conțin azot și hidrogen. Și cu încălzirea puternică a cărbunelui (piroliza), aceste componente formează amoniac, care iese ca un produs secundar.

3. În laborator, amoniacul este produs prin încălzirea clorurii de amoniu și hidroxid de calciu:

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

4. Sau prin încălzirea clorurii de amoniu cu alcali concentrat:

NH4CI + NaOH = NaCI + NH3 + H2O

Aplicație

Amoniacul este o substanță de neînlocuit și cu adevărat necesară, fără de care industria mondială și-ar încetini mișcarea. Domeniul de aplicare este larg: este implicat în toate procesele de producție umană, de la fabrici și laboratoare până la medicină. Avantajele sale sunt că este ecologic și este un produs destul de ieftin.

Aplicații ale amoniacului:

1. Industria chimica. Este folosit la producerea de îngrășăminte, polimeri, acid azotic, explozivi, ca solvent (amoniac lichid).
2. Unități frigorifice. Amoniacul se evaporă odată cu absorbția unei cantități mari de căldură din mediu, deoarece are anumite proprietăți termodinamice. Sistemele frigorifice bazate pe utilizarea acestuia sunt mai mult decât eficiente, motiv pentru care este principalul agent frigorific din industrie.
3. Medicamentul. Amoniacul sau soluția de amoniac 10% este utilizată la îndepărtarea din leșin (iritarea receptorilor mucoasei nazale stimulează respirația), tratarea mâinilor chirurgului, incitarea vărsăturilor și așa mai departe.
4. Industria textila. Cu ajutorul lui se obțin fibre sintetice. Amoniacul este folosit și la curățarea sau vopsirea diferitelor țesături.

Proprietăți fizice

Iată proprietățile fizice ale amoniacului:

1. În condiții normale, este un gaz.
2. Incolor.
3. Are un miros înțepător.
4. Otrăvitoare și extrem de toxică.
5. Să ne dizolvăm foarte bine în apă (un volum de apă pe șapte sute de volume de amoniac) și o serie de substanțe organice.
6. Punctul de topire este de -80 °C.
7. Punctul de fierbere este de aproximativ -36 ° C.
8. Este exploziv și inflamabil.
9. Cam de două ori mai ușor decât aerul.
10. Are o rețea cristalină moleculară, respectiv este fuzibilă și fragilă.
11. Masa molară a amoniacului este de 17 grame/mol.
12. Când este încălzit într-un mediu cu oxigen, se descompune în apă și azot.

Proprietățile chimice ale amoniacului

Amoniacul este un agent reducător puternic, deoarece starea de oxidare a azotului din moleculă este minimă. De asemenea, este capabil să aibă proprietăți oxidante, ceea ce se întâmplă mult mai rar.

Reacții cu amoniacul:

• Cu acizii, amoniacul formează săruri de amoniu, care se descompun la încălzire. Cu acidul clorhidric, amoniacul formează clorură de amoniu, iar cu acidul sulfuric, sulfatul de amoniu.

NH3 + HCL = NH4CL

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

• Când este încălzit, oxigenul formează azot și, cu participarea unui catalizator (Pt), se obține oxid nitric.

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

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

• Cu apă se formează un hidrat de amoniac instabil.

NH 3 + H 2 O \u003d NH 3 × H 2 O

Amoniacul este capabil să prezinte proprietăți alcaline, prin urmare, atunci când interacționează cu apa, formează o bază slabă - NH4OH. Dar, de fapt, un astfel de compus nu există, așa că formula ar trebui scrisă după cum urmează: NH 3 × H 2 O.

cu oxizi metalici.

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

• cu halogeni.

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

• cu săruri metalice.

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

Compuși de amoniac

Există mai multe tipuri de substanțe complexe formate atunci când interacționează cu amoniacul:

1. Săruri de amoniu. Ele se formează ca urmare a reacțiilor amoniacului cu acizii și se descompun la încălzire.
2. Amide. Acestea sunt săruri care se obțin prin acțiunea asupra metalelor alcaline cu amoniac.
3. Hidrazina. Aceasta este o substanță care se obține ca urmare a oxidării amoniacului cu hipoclorit de sodiu în prezența gelatinei.
4. Amine. Amoniacul reacționează cu haloalcanii ca reacție de adiție, formând săruri.
5. Amoniac. Amoniacul formează săruri complexe cu sărurile de argint și cupru.

Rolul biologic

Amoniacul este o substanță formată în organismele ființelor vii în timpul metabolismului, care este un produs al metabolismului azotului în acestea. În fiziologia animală, îi este atribuit un rol important, dar are o toxicitate ridicată pentru organisme și aproape că nu este conținut în ele în forma sa pură. Cea mai mare parte este procesată de ficat într-o substanță inofensivă - uree, sau așa cum este numită și uree.

De asemenea, ajută la neutralizarea acizilor care intră în organism cu alimente, menținând echilibrul acido-bazic al sângelui.

Amoniacul este o sursă importantă de azot pentru plante. Îl absorb în principal din sol, dar acesta este un proces foarte laborios și ineficient. Unele plante sunt capabile să acumuleze azotul, care este conținut în atmosferă, cu ajutorul unor enzime speciale - azotaze. Apoi transformă azotul în compuși care le sunt utili, cum ar fi proteinele și aminoacizii.

Stări agregate

Amoniacul poate fi în diferite stări de agregare:

1. Este prezent ca un gaz incolor cu un miros neplăcut înțepător în condiții normale.
2. De asemenea, se poate dizolva foarte bine in apa, deci se poate pastra sub forma unei solutii apoase cu o anumita concentratie. Se lichefiază și devine lichid ca urmare a presiunii și a răcirii puternice.
3. Amoniacul are o stare solidă în care apare sub formă de cristale cubice incolore.

Intoxicatia cu amoniac

După cum am menționat mai sus, amoniacul este o substanță extrem de toxică și otrăvitoare. Aparține clasei a patra de pericol.

Otrăvirea cu acest gaz este însoțită de o încălcare a multor procese ale corpului:

• În primul rând, sistemul nervos este afectat și absorbția de oxigen de către celulele nervoase este redusă.
• Când pătrunde în faringe, apoi în trahee și bronhii, amoniacul se depune pe membranele mucoase, se dizolvă, formând un alcali, care începe să afecteze negativ organismul, provocând arsuri interne, distrugând țesuturile și celulele.
• Această substanță are, de asemenea, un efect distructiv asupra componentelor grase, care într-o formă sau alta fac parte din toate organele umane.
• Sistemele cardiovascular și endocrin cad sub influență, activitatea lor este perturbată.

După contactul cu amoniacul, aproape întregul corp uman, țesuturile și organele sale interne suferă, iar procesul de viață se înrăutățește.

Cel mai adesea, cazurile de otrăvire cu acest gaz apar în industriile chimice ca urmare a scurgerii sale, dar pot fi otrăvite și acasă, de exemplu, dacă recipientul care conține amoniac nu este închis etanș și vaporii acestuia se acumulează în cameră.

Otrăvirea poate apărea chiar și atunci când, într-o stare de leșin, un tampon înmuiat în amoniac este adus la nasul unei persoane. Dacă victimei i se permite să-l mirosească mai mult de cinci secunde, atunci riscul de intoxicație este mare, așa că amoniacul trebuie tratat întotdeauna cu precauție extremă.

Simptome de otrăvire

Următoarele sunt câteva dintre semnele intoxicației cu amoniac:

1. Tuse severă, dificultăți de respirație.
2. Arsură în ochi, lăcrimare, reacție dureroasă la lumina puternică.
3. Arsuri în gură și nazofaringe.
4. Amețeli, dureri de cap.
5. Dureri abdominale, vărsături.
6. Scăderea pragului de auz.
7. Cu otrăvire mai gravă, posibil: pierderea conștienței, convulsii, stop respirator, insuficiență cardiacă acută. Combinația de încălcări poate duce victima în comă.

Prevenirea în caz de otrăvire

Primul ajutor în acest caz constă în câțiva pași simpli. În primul rând, trebuie să duceți victima la aer curat, să-i clătiți fața și ochii cu apă curentă. Chiar și cei care nu erau foarte buni la chimie știu de la școală: alcalii sunt neutralizați de acid, așa că gura și nasul trebuie clătite cu apă cu adaos de suc de lămâie sau oțet.

Dacă persoana otrăvită și-a pierdut cunoștința, ar trebui să o întindeți pe o parte în caz de vărsături, iar dacă pulsul și respirația se opresc, faceți un masaj cardiac și respirație artificială.

Consecințele otrăvirii

După intoxicația cu amoniac, o persoană se poate aștepta la consecințe ireversibile foarte grave. În primul rând, sistemul nervos central suferă, ceea ce implică o serie de complicații:

• Creierul încetează să-și îndeplinească pe deplin funcțiile și începe să funcționeze defectuos, din această cauză, inteligența scade, apar boli psihice, amnezie și ticuri nervoase.
• Sensibilitatea unor părți ale corpului scade.
• Activitatea aparatului vestibular este perturbată. Din această cauză, o persoană simte amețeală constantă.
• Organele auzului încep să-și piardă capacitatea de lucru, ceea ce duce la surditate.
• Odată cu înfrângerea învelișului ochilor, vederea și claritatea acesteia scad, în cel mai rău caz, victima va experimenta orbire.
• Debutul morții. Depinde de cât de mare a fost concentrația de gaz în aer și de cât de mulți vapori de amoniac au intrat în organism.

A cunoaște și a respecta măsurile de siguranță prescrise înseamnă a te proteja de riscul unei amenințări la adresa propriei vieți sau de cea mai urâtă soartă - handicap, pierderea auzului sau a vederii.

În viața de zi cu zi, amoniacul este adesea folosit, dar ei îl numesc atât amoniac, cât și amoniac, rămânând în deplină încredere că acesta este același lucru.

De fapt, acestea sunt substanțe diferite care diferă unele de altele prin originea, starea de agregare și formulele chimice. Aceste trei substanțe diferite sunt legate doar de un miros ascuțit de amoniac.

Mirosul este același, dar substanțele sunt diferite

Pentru a fi o dată pentru totdeauna convins că amoniacul și amoniacul sunt una și aceeași, este suficient să ne întoarcem la istoria originii lor și să ne uităm la formulele lor chimice.

Amoniacul este nitrură de hidrogen, un gaz cu o masă molară de 17 g/mol, formula chimică este NH3.

Amoniacul sau amoniacul este un lichid cu formula chimică NH4OH.

Amoniacul este o sare cu formula chimică - NH4Cl.

Originea amoniacului

Istoria descoperirii amoniacului din gaz natural are două legende. Potrivit primei legende, în apropierea templului zeului egiptean Amon, unde se oficiau rituri religioase, oamenii adulmecau o pereche de excremente de cămilă, din care cădeau în transă. Aceste perechi au fost numite „amoniac”.

Potrivit celei de-a doua legende, în nordul Africii, în zona oazei lui Amon, a existat o răscruce de rute de caravane. Acolo au trecut un număr imens de animale, drumul era plin de fecalele lor și udat din belșug cu urină, care s-a evaporat și a eliberat un gaz care se numea „amoniac”.

În ceea ce privește descoperirea științifică a unui gaz cu denumirea de „amoniac”, acesta datează din 1785. Formula chimică a gazului, NH3, a fost determinată de omul de știință francez C. L. Berthollet și l-a numit „amoniac”.

Dar încă în 1774, omul de știință englez D. Priestley a primit un gaz identic, căruia i-a dat numele de „aer alcalin”, dar nu a putut deduce compoziția chimică.

Amoniacul (amoniacul în latină) este un gaz incolor cu miros specific, mai ușor decât aerul, activ din punct de vedere chimic, se lichefiază la o temperatură de -33 C; se dizolvă bine în apă, are o reacție alcalină; interacționează cu acidul clorhidric și formează o sare de amoniu: NH3 + HCl = NH4Cl, care se descompune la încălzire: NH4Cl = NH3 + HCl.

Amoniacul se obține în două moduri - industrial și de laborator. În metoda de laborator, amoniacul se obține prin încălzirea alcalinelor și a sărurilor de amoniu:

• NH4CI + KOH = NH3 + KCI + H2O;
• NH4 + + OH- = NH3 + H2O.

În condiții industriale, amoniacul este produs mai întâi sub formă gazoasă, apoi este lichefiat și adus într-o soluție apoasă de 25%, care se numește apă cu amoniac.

Sinteza amoniacului este o producție chimică foarte importantă, deoarece amoniacul este un element fundamental pentru multe alte tehnologii și industrii chimice. Astfel, amoniacul este folosit în refrigerarea industrială ca agent frigorific; este un înălbitor în prelucrarea și vopsirea țesăturilor; indispensabil în producția de acid azotic, îngrășăminte cu azot, săruri de amoniu, fibre sintetice - nailon și capron.

Metoda industrială pentru sinteza amoniacului a fost inventată în 1909 de chimistul german Fritz Haber. În 1918, pentru descoperirea sa în chimie, a primit Premiul Nobel. Prima fabrică de amoniac a fost lansată în 1913 în Germania, iar în 1928 producția de amoniac era deja stabilită în Rusia.

Originea amoniacului

Amoniacul (Hammoniaci P. Sal) este o sare, formula chimică este NH4Cl (clorură de amoniu).

Clorura de amoniu este de origine vulcanică; găsit în izvoarele termale, evaporarea apelor subterane, în depozitele de guano și sulf nativ; Format prin arderea filelor de cărbune sau acumulări de resturi. Are aspect de lasare, depozite pământoase, cruste sau acumulări masive de cristale scheletice, ciorchini și dendrite.

Amoniacul pur este incolor sau alb, cu un luciu sticlos. În funcție de impuritățile prezente în ea, culoarea poate fi toate nuanțele de galben, maro, gri, diferite nuanțe de roșu, maro.

Când este încălzit, amoniacul este eliberat din amoniac, se dizolvă bine în apă. Soluția are gust caustic arzător - sărat, mirosul este amoniac ascuțit.

Clorura de amoniu este cunoscută oamenilor încă din cele mai vechi timpuri și a fost folosită în ceremoniile rituale, în producția și vopsirea țesăturilor, precum și de către alchimiști pentru lipirea metalelor și topirea aurului.

În Evul Mediu, ei au învățat cum să obțină amoniac artificial din coarnele și copitele vitelor, care era numit „spiritul unui corn de cerb”.

Originea amoniacului

Liquor ammonia caustici este numele său latin.

Aceasta este o soluție de apă 10% amoniac cu formula chimică NH4OH; amestec omogen transparent incolor care se poate evapora; cu un miros specific de amoniac, care persistă atunci când este înghețat.

Mențiunea utilizării sale de către alchimiștii orientali datează din secolul al VIII-lea, iar de către alchimiștii europeni din secolul al XIII-lea. Înregistrările lor despre rețetele pe care le foloseau au supraviețuit până în zilele noastre.

În zilele noastre, ei primesc într-un mod industrial și simplu de uz casnic:

• în mod industrial, sinteza se realizează din starea gazoasă a hidrogenului, azotului și aerului folosind anumiți catalizatori, apoi se obține o soluție de apă-alcool, care are un miros ascuțit de amoniac;
• o metodă simplă de uz casnic se bazează pe diluarea apei cu amoniac 25% într-o soluție de 10%.

Domenii de utilizare

Domeniul de aplicare al amoniacului și al alcoolului amoniac este larg, este utilizat în aproape toate sferele activității umane, de la procesele tehnologice la medicină și nevoile casnice.

Aplicarea amoniacului

Amoniacul este utilizat pe scară largă ca agent frigorific în diverse echipamente de uz casnic și industriale.

Este unul dintre cele mai importante produse utilizate în industria chimică . În special, este utilizat în producția de:

• amoniac;
• aditivi în materiale de construcție pentru utilizare în condiții de îngheț;
• polimeri, sodă și acid azotic;
• îngrășăminte;
• explozivi.

Utilizarea alcoolului amoniac

Alcoolul amoniac este utilizat în medicină și în viața de zi cu zi.

Aplicarea în medicină este indicată în următoarele cazuri:

Utilizarea în viața de zi cu zi constă în degresarea și curățarea diverselor ustensile de uz casnic.

Soluție de alcool în doză de 2 lingurițe. pentru 2 căni de apă și 1 lingură. l. orice detergent de vase poate curăța perfect argintăria, bijuteriile din argint și aur (nu puteți curăța produsele cu perle cu amoniac, va deveni gri și tulbure). Pentru a face acest lucru, puneți argintărie sau bijuterii în soluție, țineți timp de 1 până la 2 ore, apoi clătiți cu apă și ștergeți.

Este bun la îndepărtarea petelor de sânge, urină și transpirație din lână, mătase și lycra. O soluție de 50% este folosită pentru îndepărtarea petelor. În formă concentrată, poate îndepărta urmele de creion de pe haine.

Din covoare, tapițerie și huse auto, călcâiul poate fi îndepărtat cu o soluție de 1 lingură. l. amoniac pur și 2 litri de apă fierbinte. Pentru a face acest lucru, curățați poluarea și lăsați să se usuce. Dacă este necesar, puteți curăța din nou.

Geamurile, oglinzile și faianța pot fi curățate și cu o soluție de 1 lingură. l. amoniac pur și 3 linguri. apă. Suprafața va fi curată și strălucitoare.

apă cu amoniac 1 lingură. l. in amestec cu 4 litri de apa se pot curata depunerile de piatra din cada si lavoar. Pentru a face acest lucru, curățați-le cu o soluție, apoi clătiți cu apă fierbinte.

Alcoolul poate fi folosit în horticultură pentru a controla muștele și afidele de ceapă și ca îngrășământ pentru plantele de grădină și de interior în condiții de sol acide.

Impact asupra unei persoane

Când utilizați amoniac și amoniac, rețineți că că acestea sunt substanțe foarte toxice și atunci când le utilizați, dozajul trebuie respectat cu strictețeși respectați termenii de utilizare.

Dacă intenționați să utilizați amoniac, trebuie să îl achiziționați exclusiv în farmacii și să citiți cu atenție regulile atașate pentru utilizarea „Soluție de amoniac. Instructiuni de folosire".

Depășirea dozelor poate provoca otrăviri și probleme grave de sănătate, precum și arsuri chimice. Încăperile în care este utilizat trebuie să fie bine ventilate.

Pe lângă toxicitate, vaporii de amoniac sunt explozivi. Acest lucru se întâmplă atunci când sunt amestecate cu aer într-o anumită proporție, așa că atunci când se lucrează, trebuie respectate reguli speciale de siguranță atunci când se lucrează cu explozivi.

Primele simptome ale otrăvirii pot fi:

• apariția petelor roșii pe față și pe corp;
• respirație rapidă;
• entuziasm general.

Alte semne ale dezvoltării otrăvirii sunt:

• apariția durerii acute în spatele sternului;
• convulsii;
• umflarea laringelui;
• spasm al corzilor vocale;
• slabiciune musculara;
• tulburări circulatorii;
• stare semi-conștientă, până la pierderea cunoștinței.

Când ingerați apă cu amoniac în doze în exces, puteți experimenta:

• diaree cu impulsuri false dureroase, arsuri ale esofagului, stomacului și secțiunilor inițiale ale intestinului;
• tuse, lacrimare, salivație și strănut;
• stop respirator de natură reflexă;
• vărsături cu miros de amoniac;
• luând alcool amoniac într-o cantitate de 10 până la 15 grame. amenintat cu moartea.

Dacă o persoană are o intoleranță individuală la mirosul de amoniac, atunci chiar și o ușoară ingerare a acestuia prin tractul respirator sau în interior poate duce imediat la cele mai adverse consecințe.

Dacă o persoană are o încălcare a pielii de pe corp sub formă de ulcere, eczeme sau dermatite, atunci utilizarea loțiunilor poate duce la o reacție alergică și mai extinsă și la arsuri ale pielii.

Primul ajutor pentru otrăvire

În cazul primelor semne de otrăvire cu aceste substanțe, este urgent să începeți acordarea primului ajutor victimei.

Măsurile de prim ajutor includ:

În cazul unor forme mai severe de otrăvire, este urgent să chemați o ambulanță.

Alcoolul amoniac este obligatoriu în trusele de prim ajutor din trusele de prim ajutor și ar trebui să fie la îndemână la momentul potrivit.

Cât poate costa în farmacii? Răspunsul este foarte ieftin. Ia-l, folosește-l, dar fii extrem de atent.

Atentie, doar AZI!