Właściwości chemiczne roztworu amoniaku - skład, zastosowanie w życiu codziennym, medycynie i ogrodnictwie. Amoniak to amoniak

Płyn

Amoniak- NH 3, azotowodór, w normalnych warunkach - bezbarwny gaz o charakterystycznym ostrym zapachu (zapach amoniaku), prawie dwukrotnie lżejszy od powietrza, trujący. Rozpuszczalność NH3 w wodzie jest niezwykle wysoka - około 1200 objętości (w temperaturze 0°C) lub 700 objętości (w temperaturze 20°C) na objętość wody. W chłodnictwie nazywany jest R717, gdzie R to czynnik chłodniczy (czynnik chłodniczy), 7 to rodzaj czynnika chłodniczego (związek nieorganiczny), 17 to masa cząsteczkowa.

Cząsteczka amoniaku ma kształt piramidy trygonalnej z atomem azotu na wierzchołku. Trzy niesparowane p-elektrony atomu azotu biorą udział w tworzeniu polarnych wiązań kowalencyjnych z elektronami 1s trzech atomów wodoru (wiązania N-H), czwarta para elektronów zewnętrznych jest samotna, może tworzyć wiązanie donor-akceptor z jonem wodoru, tworząc jon amonowy NH 4 + . Ze względu na to, że niewiążąca chmura dwuelektronowa jest ściśle zorientowana w przestrzeni, cząsteczka amoniaku charakteryzuje się dużą polarnością, co powoduje jej dobrą rozpuszczalność w wodzie.

W ciekłym amoniaku cząsteczki są połączone ze sobą wiązaniami wodorowymi. Z porównania właściwości fizycznych ciekłego amoniaku z wodą wynika, że ​​amoniak ma niższą temperaturę wrzenia (t wrzenia –33,35°C) i topnienia (t topnienia –77,70°C), a także mniejszą gęstość i lepkość (lepkość ciekły amoniak 7 razy mniejszy niż lepkość wody), przewodność i stała dielektryczna. Można to w pewnym stopniu wytłumaczyć faktem, że siła tych wiązań w ciekłym amoniaku jest znacznie mniejsza niż w wodzie, a także faktem, że cząsteczka amoniaku ma tylko jedną parę niewspółdzielonych elektronów, w przeciwieństwie do dwóch par w cząsteczka wody, co nie pozwala na utworzenie rozległej sieci wiązań wodorowych pomiędzy kilkoma cząsteczkami. Amoniak łatwo przekształca się w bezbarwną ciecz o gęstości 681,4 kg/m3, która silnie załamuje światło. Podobnie jak woda, ciekły amoniak jest silnie powiązany, głównie poprzez tworzenie wiązań wodorowych. Ciekły amoniak praktycznie nie przewodzi prądu. Ciekły amoniak jest dobrym rozpuszczalnikiem bardzo dużej liczby związków organicznych, a także wielu związków nieorganicznych. Stały amoniak to bezbarwne sześcienne kryształy.

Właściwości chemiczne

  • Ze względu na obecność wolnej pary elektronów amoniak w wielu reakcjach działa jako środek nukleofilowy lub kompleksujący. Dodaje więc proton, tworząc jon amonowy:
NH3 + H + → NH4 +
  • Wodny roztwór amoniaku („amoniak”) ma odczyn lekko zasadowy w wyniku procesu:
NH3 + H2O → NH4 + + OH -; Ko =1,8×10-5
  • Oddziaływanie z kwasami daje odpowiednie sole amonowe:
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3
  • Amoniak jest także bardzo słabym kwasem (10 000 000 000 razy słabszym od wody) i może tworzyć sole - amidy - z metalami. Związki zawierające jony NH 2 - nazywane są amidami, NH 2 - nazywane są imidami, a N 3 - nazywane są azotkami. Amidy metali alkalicznych wytwarza się przez potraktowanie ich amoniakiem:
2NH3 + 2K = 2KNH2 + H2

Amidy, imidy i azotki wielu metali powstają w wyniku pewnych reakcji w ciekłym amoniaku. Azotki można wytwarzać przez ogrzewanie metali w atmosferze azotu.

Amidy metali są analogami wodorotlenków. Analogię tę wzmacnia fakt, że jony OH – i NH 2 – oraz cząsteczki H 2 O i NH 3 są izoelektroniczne. Amidy są silniejszymi zasadami niż wodorotlenki i dlatego w roztworach wodnych ulegają nieodwracalnej hydrolizie:

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

oraz w alkoholach:

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

Podobnie jak wodne roztwory zasad, amoniakowe roztwory amidów dobrze przewodzą prąd elektryczny, co wynika z dysocjacji:

MNH2 → M + + NH2-

Fenoloftaleina w tych roztworach zmienia kolor na czerwony po dodaniu kwasów, są one neutralizowane. Rozpuszczalność amidów zmienia się w tej samej kolejności, co rozpuszczalność wodorotlenków: LiNH 2 - nierozpuszczalny, NaNH 2 - słabo rozpuszczalny, KNH 2, RbNH 2 i CsNH 2 - dobrze rozpuszczalny.

  • Po podgrzaniu amoniak wykazuje właściwości redukujące. Spala się więc w atmosferze tlenu, tworząc wodę i azot. Utlenianie amoniaku powietrzem na katalizatorze platynowym powoduje powstanie tlenków azotu, które są wykorzystywane przemysłowo do produkcji kwasu azotowego:
4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Zdolność redukująca NH 3 opiera się na zastosowaniu amoniaku NH 4 Cl do oczyszczenia powierzchni metalu z tlenków podczas lutowania:

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

Utleniając amoniak podchlorynem sodu w obecności żelatyny otrzymuje się hydrazynę:

2NH3 + NaClO → N2H4 + NaCl + H2O

  • Halogeny (chlor, jod) tworzą z amoniakiem niebezpieczne materiały wybuchowe - halogenki azotu (chlorek azotu, jodek azotu).
  • Amoniak reaguje z halogenowanymi alkanami poprzez addycję nukleofilową, tworząc podstawiony jon amonowy (metoda wytwarzania amin):
NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (chlorowodorek metylu amonu)
  • Wytwarza amidy z kwasami karboksylowymi, ich bezwodnikami, halogenkami kwasowymi, estrami i innymi pochodnymi. Z aldehydami i ketonami - zasadami Schiffa, które można zredukować do odpowiednich amin (aminowanie redukcyjne).
  • W temperaturze 1000 °C amoniak reaguje z węglem, tworząc HCN i częściowo rozkładając się na azot i wodór. Może również reagować z metanem, tworząc ten sam kwas cyjanowodorowy:
CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

Historia imienia

Amoniak (w językach europejskich jego nazwa brzmi jak „amoniak”) swoją nazwę zawdzięcza oazie Ammon w Afryce Północnej, położonej na skrzyżowaniu szlaków karawan. W gorącym klimacie mocznik (NH 2) 2 CO zawarty w odpadach zwierzęcych rozkłada się szczególnie szybko. Jednym z produktów rozkładu jest amoniak. Według innych źródeł amoniak ma swoją nazwę od starożytnego egipskiego słowa Amoniak. Tak nazywano ludzi oddających cześć bogu Amonowi. Podczas swoich rytuałów wąchali amoniak NH 4 Cl, który po podgrzaniu odparowuje amoniak.

Ciekły amoniak

Amoniak ciekły, choć w niewielkim stopniu, dysocjuje na jony, co wskazuje na jego podobieństwo do wody:

2NH3 → NH4 + + NH2-

Stała samojonizacji ciekłego amoniaku w temperaturze -50 ° C wynosi około 10 -33 (mol/l)².

Ciekły amoniak, podobnie jak woda, jest silnym rozpuszczalnikiem jonizującym, w którym rozpuszcza się szereg metali aktywnych: alkaliczne, ziem alkalicznych, Mg, Al, a także Eu i Yb. Rozpuszczalność metali alkalicznych w ciekłym NH3 wynosi kilkadziesiąt procent. Niektóre związki międzymetaliczne zawierające metale alkaliczne, na przykład Na 4 Pb 9, również rozpuszczają się w ciekłym amoniaku NH 3.

Rozcieńczone roztwory metali w ciekłym amoniaku mają kolor niebieski, stężone roztwory mają metaliczny połysk i wyglądem przypominają brąz. Podczas odparowywania amoniaku uwalniają się metale alkaliczne w czystej postaci, a metale ziem alkalicznych w postaci kompleksów z amoniakiem [E(NH 3) 6 ] o metalicznym przewodnictwie. Po lekkim podgrzaniu kompleksy te rozkładają się na metal i NH3.

Metal rozpuszczony w NH3 stopniowo reaguje tworząc amid:

2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2 -

Amidy metali powstałe w wyniku reakcji z amoniakiem zawierają jon ujemny NH2-, który powstaje również podczas samojonizacji amoniaku. Zatem amidy metali są analogami wodorotlenków. Szybkość reakcji wzrasta przy przejściu z Li do Cs. Reakcja ulega znacznemu przyspieszeniu w obecności nawet niewielkich zanieczyszczeń H2O.

Roztwory metal-amoniak mają metaliczne przewodnictwo elektryczne; w nich atomy metali rozkładają się na jony dodatnie i solwatowane elektrony otoczone cząsteczkami NH3. Najsilniejszymi środkami redukującymi są roztwory metali i amoniaku, które zawierają wolne elektrony.

Kompleksowanie

Ze względu na swoje właściwości oddawania elektronów cząsteczki NH3 mogą wchodzić w złożone związki jako ligandy. Zatem wprowadzenie nadmiaru amoniaku do roztworów soli d-metali prowadzi do powstania ich kompleksów aminowych:

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

Kompleksowaniu towarzyszy zwykle zmiana barwy roztworu, dlatego w pierwszej reakcji barwa niebieska (CuSO 4) zmienia się w ciemnoniebieską (kolor złożony), a w drugiej reakcji barwa zmienia się z zielonej (Ni(NO 3 ) 2) na niebiesko-fioletowy. Najsilniejsze kompleksy z NH3 tworzą chrom i kobalt na stopniu utlenienia +3.

Rola biologiczna

Amoniak jest końcowym produktem metabolizmu azotu w organizmie ludzi i zwierząt. Powstaje podczas metabolizmu białek, aminokwasów i innych związków azotowych. Jest wysoce toksyczny dla organizmu, dlatego większość amoniaku podczas cyklu ornityny jest przekształcana przez wątrobę w bardziej nieszkodliwy i mniej toksyczny związek - karbamid (mocznik). Mocznik jest następnie wydalany przez nerki, a jego część może zostać przekształcona w wątrobie lub nerkach z powrotem w amoniak.

Amoniak może być również wykorzystany przez wątrobę do procesu odwrotnego - resyntezy aminokwasów z amoniaku i ketoanalogów aminokwasów. Proces ten nazywany jest „aminowaniem redukcyjnym”. Zatem kwas asparaginowy otrzymuje się z kwasu szczawiooctowego, kwas glutaminowy otrzymuje się z kwasu α-ketoglutarowego itp.

Działanie fizjologiczne

Ze względu na swoje fizjologiczne działanie na organizm należy do grupy substancji o działaniu duszącym i neurotropowym, które w przypadku wdychania mogą powodować toksyczny obrzęk płuc i poważne uszkodzenie układu nerwowego. Amoniak ma działanie miejscowe i resorpcyjne.

Pary amoniaku silnie podrażniają błony śluzowe oczu i dróg oddechowych, a także skórę. To właśnie odbieramy jako ostry zapach. Opary amoniaku powodują nadmierne łzawienie, ból oczu, oparzenia chemiczne spojówek i rogówki, utratę wzroku, napady kaszlu, zaczerwienienie i swędzenie skóry. W przypadku kontaktu skroplonego amoniaku i jego roztworów ze skórą pojawia się uczucie pieczenia i możliwe jest oparzenie chemiczne z pęcherzami i owrzodzeniami. Ponadto skroplony amoniak po odparowaniu pochłania ciepło, a w kontakcie ze skórą dochodzi do odmrożeń o różnym stopniu nasilenia. Zapach amoniaku wyczuwalny jest już przy stężeniu 37 mg/m3.

Maksymalne dopuszczalne stężenie w powietrzu obszaru roboczego pomieszczeń produkcyjnych wynosi 20 mg/m3. Dlatego jeśli poczujesz zapach amoniaku, praca bez wyposażenia ochronnego jest już niebezpieczna. Podrażnienie gardła występuje, gdy zawartość amoniaku w powietrzu wynosi 280 mg/m3, a oczu 490 mg/m3. W przypadku narażenia na bardzo wysokie stężenia amoniak powoduje uszkodzenia skóry: 7-14 g/m3 - rumieniowe, 21 g/m3 i więcej - pęcherzowe zapalenie skóry. Toksyczny obrzęk płuc rozwija się pod wpływem godzinnego działania amoniaku w stężeniu 1,5 g/m3. Krótkotrwałe narażenie na amoniak w stężeniu 3,5 g/m3 lub większym szybko prowadzi do wystąpienia ogólnych skutków toksycznych. Maksymalne dopuszczalne stężenie amoniaku w powietrzu atmosferycznym obszarów zaludnionych wynosi: średnio dobowo 0,04 mg/m3; maksymalna pojedyncza dawka 0,2 mg/m3.

Na świecie maksymalne stężenie amoniaku w atmosferze (powyżej 1 mg/m3) obserwuje się na Nizinie Indo-Gangesowej, w Dolinie Centralnej USA oraz w regionie południowego Kazachstanu.

Aplikacja

Amoniak jest jednym z najważniejszych produktów przemysłu chemicznego, jego roczna światowa produkcja sięga 150 milionów ton. Stosowany głównie do produkcji nawozów azotowych (saleta i siarczan amonu, mocznik), materiałów wybuchowych i polimerów, kwasu azotowego, sody (metodą amoniakalną) i innych produktów przemysłu chemicznego. Jako rozpuszczalnik stosuje się ciekły amoniak.

W chłodnictwie stosowany jako czynnik chłodniczy (R717)

W medycynie 10% roztwór amoniaku, częściej nazywany amoniakiem, stosuje się przy omdleniach (w celu wywołania oddychania), w celu pobudzenia wymiotów, a także zewnętrznie przy nerwobólach, zapaleniu mięśni, ukąszeniach owadów i leczeniu rąk chirurga. Niewłaściwie stosowany może powodować oparzenia przełyku i żołądka (w przypadku przyjmowania w postaci nierozcieńczonej), odruchowe zatrzymanie oddechu (w przypadku wdychania w dużych stężeniach).

Stosowany miejscowo, wziewnie i doustnie. Aby pobudzić oddychanie i wyprowadzić pacjenta ze stanu omdlenia, należy ostrożnie przyłożyć do nosa pacjenta mały kawałek gazika lub waty zwilżonej amoniakiem (na 0,5-1 s). Doustnie (tylko w rozcieńczeniu) w celu wywołania wymiotów. Na ukąszenia owadów - w postaci płynów; na nerwobóle i zapalenie mięśni - nacieranie mazidłem amoniakalnym. W praktyce chirurgicznej rozcieńczyć w ciepłej przegotowanej wodzie i umyć ręce.

Ponieważ jest słabą zasadą, neutralizuje kwasy w wyniku interakcji.

Fizjologiczne działanie amoniaku wynika z ostrego zapachu amoniaku, który podrażnia określone receptory w błonie śluzowej nosa i pobudza ośrodki oddechowe i naczynioruchowe mózgu, powodując wzmożone oddychanie i podwyższone ciśnienie krwi.

Paragon

Przemysłowa metoda produkcji amoniaku opiera się na bezpośrednim oddziaływaniu wodoru i azotu:

N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ

Jest to tzw. proces Habera (niemiecki fizyk, który opracował fizykochemiczne podstawy tej metody).

Reakcja zachodzi wraz z wydzieleniem ciepła i zmniejszeniem objętości. Dlatego w oparciu o zasadę Le Chateliera reakcję należy prowadzić w możliwie najniższych temperaturach i pod wysokimi ciśnieniami – wówczas równowaga zostanie przesunięta w prawo. Jednakże szybkość reakcji w niskich temperaturach jest znikoma, a w wysokich temperaturach szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Przeprowadzenie reakcji pod bardzo wysokimi ciśnieniami wymaga stworzenia specjalnego sprzętu, który wytrzyma wysokie ciśnienie, a co za tym idzie dużych inwestycji kapitałowych. Ponadto równowaga reakcji, nawet w temperaturze 700 ° C, ustala się zbyt wolno, aby można ją było zastosować w praktyce.

Zastosowanie katalizatora (porowatego żelaza z domieszkami Al 2 O 3 i K 2 O) umożliwiło przyspieszenie osiągnięcia stanu równowagi. Co ciekawe, poszukując katalizatora do tej roli, wypróbowano ponad 20 tysięcy różnych substancji.

Biorąc pod uwagę wszystkie powyższe czynniki, proces produkcji amoniaku prowadzony jest w następujących warunkach: temperatura 500°C, ciśnienie 350 atmosfer, katalizator. Wydajność amoniaku w takich warunkach wynosi około 30%. W warunkach przemysłowych stosuje się zasadę cyrkulacji – amoniak usuwa się poprzez chłodzenie, a nieprzereagowany azot i wodór zawraca się do kolumny syntezy. Okazuje się to bardziej ekonomiczne niż osiągnięcie wyższej wydajności reakcji poprzez zwiększenie ciśnienia.

Aby uzyskać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe:

NH4Cl + NaOH = NH3 + NaCl + H2O.

Zwykle metodą laboratoryjną otrzymuje się go przez delikatne ogrzewanie mieszaniny chlorku amonu i wapna gaszonego. 2NH4Cl + Ca(OH) 2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O

Aby wysuszyć amoniak, przepuszcza się go przez mieszaninę wapna i sody kaustycznej.

Bardzo suchy amoniak można otrzymać rozpuszczając w nim metaliczny sód, a następnie go destylując. Najlepiej jest to zrobić w systemie wykonanym z metalu w próżni. System musi wytrzymać wysokie ciśnienie (w temperaturze pokojowej ciśnienie nasyconych par amoniaku wynosi około 10 atmosfer). W przemyśle amoniak suszy się w kolumnach absorpcyjnych.

Amoniak w medycynie

W przypadku ukąszeń owadów amoniak stosuje się zewnętrznie w postaci balsamów. Możliwe skutki uboczne: przy długotrwałym narażeniu (stosowanie wziewne) amoniak może powodować odruchowe wstrzymanie oddychania. Miejscowe stosowanie jest przeciwwskazane w przypadku zapalenia skóry, egzemy, innych chorób skóry, a także otwartych urazów skóry. Przy stosowaniu wziewnym – odruchowe zatrzymanie oddechu, przy stosowaniu miejscowym – podrażnienie, zapalenie skóry, wyprysk w miejscu podania. Miejscowe stosowanie jest możliwe wyłącznie na nieuszkodzoną skórę. W przypadku przypadkowego uszkodzenia błony śluzowej oka przemywać wodą (15 minut co 10 minut) lub 5% roztworem kwasu borowego. Nie stosuje się olejków i maści. W przypadku zapalenia nosa i gardła zastosować 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub naturalne soki. W przypadku przyjmowania doustnego należy pić wodę, sok owocowy, mleko, najlepiej 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub 1% roztwór kwasu octowego, aż do całkowitego zneutralizowania zawartości żołądka. Interakcje z innymi lekami nie są znane. (Instrukcja użycia)

W życiu codziennym często stosuje się amoniak, ale nazywają go zarówno amoniakiem, jak i amoniakiem, mając całkowitą pewność, że to to samo.

W rzeczywistości są to różne substancje, które różnią się od siebie pochodzeniem, stanem skupienia i wzorami chemicznymi. Jedyne co łączy te trzy różne substancje to ostry zapach amoniaku.

Zapach jest ten sam, ale substancje są różne

Aby raz na zawsze przekonać się, że amoniak i amoniak to to samo, wystarczy sięgnąć do historii ich powstania i przyjrzeć się ich wzorom chemicznym.

Amoniak to azotek wodoru, gaz o masie molowej 17 g/mol i wzorze chemicznym - NH3.

Amoniak lub alkohol amoniakalny to ciecz o wzorze chemicznym NH4OH.

Amoniak to sól o wzorze chemicznym - NH4Cl.

Pochodzenie amoniaku

Historia odkrycia naturalnego gazowego amoniaku ma dwie legendy. Według pierwszej legendy, w pobliżu świątyni egipskiego boga Amona, gdzie odbywały się ceremonie religijne, ludzie wąchali parę odchodów wielbłądów, co wprawiało ich w trans. Opary te nazwano „amoniakiem”.

Według drugiej legendy, w Afryce Północnej, w rejonie oazy Ammon, znajdowało się skrzyżowanie szlaków karawan. Przechodziło tędy ogromna liczba zwierząt, droga była usiana ich odchodami i obficie podlewana moczem, który odparowywał i wydzielał gaz zwany „amoniakiem”.

Jeśli chodzi o naukowe odkrycie gazu zwanego „amoniakiem”, datuje się je na rok 1785. Wzór chemiczny tego gazu, NH3, ustalił francuski naukowiec C. L. Berthollet i nazwał go „amoniakiem”.

Ale w 1774 r. Angielski naukowiec D. Priestley uzyskał identyczny gaz, któremu nadał nazwę „alkaliczne powietrze”, ale nie był w stanie określić składu chemicznego.

Amoniak (łac. amoniak) to bezbarwny gaz o specyficznym zapachu, lżejszy od powietrza, aktywny chemicznie, skroplony w temperaturze -33 C; dobrze rozpuszcza się w wodzie, ma odczyn zasadowy; oddziałuje z kwasem solnym i tworzy sól amonową: NH3 + HCl = NH4Cl, która rozkłada się po podgrzaniu: NH4Cl = NH3 + HCl.

Amoniak produkowany jest na dwa sposoby - przemysłowy i laboratoryjny. W metodzie laboratoryjnej amoniak otrzymuje się przez ogrzewanie zasad i soli amonowych:

  • NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O;
  • NH4 + + OH - = NH3 + H2O.

W warunkach przemysłowych amoniak jest najpierw wytwarzany w postaci gazowej, a następnie skraplany do 25% wodnego roztworu zwanego wodą amoniakalną.

Synteza amoniaku jest bardzo ważną produkcją chemiczną, ponieważ amoniak jest podstawowym pierwiastkiem w wielu innych technologiach i gałęziach przemysłu chemicznego. Dlatego amoniak jest stosowany w przemysłowych urządzeniach chłodniczych jako czynnik chłodniczy; jest środkiem wybielającym do przetwarzania i barwienia tkanin; niezastąpiony przy produkcji kwasu azotowego, nawozów azotowych, soli amonowych, włókien syntetycznych - nylonu i nylonu.

Przemysłową metodę syntezy amoniaku wynalazł w 1909 roku niemiecki chemik Fritz Haber. W 1918 roku otrzymał Nagrodę Nobla za swoje odkrycia w chemii. Pierwszą wytwórnię amoniaku uruchomiono w 1913 roku w Niemczech, a w 1928 roku uruchomiono już produkcję amoniaku w Rosji.

Pochodzenie amoniaku

Amoniak (Hammoniaci P. Sal) to sól o wzorze chemicznym NH4Cl (chlorek amonu).

Amoniak jest pochodzenia wulkanicznego; występuje w gorących źródłach, podczas parowania wód gruntowych, w złożach guana i rodzimej siarki; powstają w wyniku spalania pokładów węgla lub nagromadzeń gruzu. Ma wygląd osadów, osadów ziemistych, skorup lub masywnych szkieletowych nagromadzeń krystalicznych, skupisk i dendrytów.

Czysty amoniak jest bezbarwny lub biały, ze szklistym połyskiem. W zależności od występujących w nim zanieczyszczeń kolor może mieć wszystkie odcienie żółtego, brązowego, szarego, różne odcienie czerwieni, brązu.

Po podgrzaniu amoniak uwalnia się z amoniaku; dobrze rozpuszcza się w wodzie. Roztwór ma palący, cierpki, słony smak i ostry zapach amoniaku.

Amoniak był znany ludziom od czasów starożytnych i był stosowany w ceremoniach rytualnych, przy wyrobie i farbowaniu tkanin, a także przez alchemików do lutowania metali i stapiania złota.

W średniowieczu nauczyli się pozyskiwać sztuczny amoniak z rogów i kopyt bydła, co nazywano „duchem z poroża jelenia”.

Pochodzenie amoniaku

Likier amoniakalny caustici to jego łacińska nazwa.

Jest to 10% wodny roztwór amoniaku o wzorze chemicznym NH4OH; bezbarwna, przezroczysta, jednorodna mieszanina zdolna do odparowania; o specyficznym zapachu amoniaku, który utrzymuje się po zamrożeniu.

Wzmianki o jego stosowaniu przez alchemików wschodnich pochodzą z VIII wieku, a przez alchemików europejskich z XIII wieku. Do dziś zachowały się ich notatki na temat stosowanych przez nich przepisów.

Obecnie pozyskiwane są na skalę przemysłową i prostymi, domowymi sposobami:

  • przemysłowo syntezę prowadzi się ze stanu gazowego wodoru, azotu i powietrza przy użyciu określonych katalizatorów, a następnie otrzymuje się roztwór wodno-alkoholowy o ostrym zapachu amoniaku;
  • prosta, domowa metoda polega na rozcieńczeniu 25% wody amoniakalnej do 10% roztworu.

Obszary zastosowań

Zakres zastosowania amoniaku i alkoholu amoniakalnego jest szeroki; znajduje zastosowanie w niemal wszystkich sferach działalności człowieka, od procesów technologicznych po medycynę i potrzeby gospodarstwa domowego.

Zastosowanie amoniaku

Amoniak jest szeroko stosowany jako czynnik chłodniczy w różnych urządzeniach domowych i przemysłowych.

Jest to jeden z najważniejszych produktów stosowanych w przemyśle chemicznym . W szczególności wykorzystuje się go w produkcji:

  • amoniak;
  • dodatki do materiałów budowlanych do stosowania w warunkach mrozu;
  • polimery, soda i kwas azotowy;
  • nawozy;
  • materiały wybuchowe.

Używanie alkoholu amoniakalnego

Alkohol amoniakalny ma zastosowanie w medycynie i życiu codziennym.

Zastosowanie medyczne jest wskazane w następujących przypadkach:

Zastosowanie w życiu codziennym polega na odtłuszczaniu i czyszczeniu różnych sprzętów gospodarstwa domowego.

Roztwór alkoholu w ilości 2 łyżeczek. na 2 szklanki wody i 1 łyżkę. l. Każdy płyn do mycia naczyń doskonale czyści sztućce, srebrną i złotą biżuterię (przedmiotów z perłami nie można czyścić amoniakiem, stanie się szary i mętny). W tym celu należy umieścić w roztworze sztućce lub biżuterię, przytrzymać przez 1 do 2 godzin, następnie spłukać wodą i wytrzeć do sucha.

Dobrze usuwa plamy z krwi, moczu i potu z wełny, jedwabiu i lycry. Jako odplamiacz stosuje się 50% roztwór. W formie skoncentrowanej usuwa ślady ołówka z ubrań.

Z dywanów, tapicerki meblowej i pokrowców samochodowych możesz usunąć obcasy roztworem 1 łyżki. l. czysty amoniak i 2 litry gorącej wody. Aby to zrobić, musisz oczyścić brud i pozostawić go do wyschnięcia. Jeśli to konieczne, możesz go ponownie wyczyścić.

Szkło okienne, lustra i naczynia ceramiczne można również czyścić roztworem 1 łyżki. l. czysty amoniak i 3 łyżki. woda. Powierzchnia będzie czysta i błyszcząca.

Woda amoniakalna 1 łyżka. l. zmieszany z 4 litrami wody pozwala oczyścić osady z kamienia w wannie i umywalce. Aby to zrobić, należy je oczyścić roztworem, a następnie spłukać gorącą wodą.

Alkohol można stosować w ogrodnictwie do zwalczania much cebulowych i mszyc, a także jako nawóz dla roślin ogrodowych i domowych w kwaśnych warunkach glebowych.

Wpływ na ludzi

Stosując amoniak i amoniak należy pamiętać: że są to substancje silnie toksyczne i przy ich stosowaniu należy ściśle przestrzegać dawkowania i przestrzegać zasad użytkowania.

Jeśli zamierzasz stosować amoniak, musisz go zakupić wyłącznie w aptekach i dokładnie zapoznać się z załączoną instrukcją użycia „Roztwór amoniaku. Instrukcja użycia."

Przekroczenie dawek może spowodować zatrucie i poważne problemy zdrowotne, a także oparzenia chemiczne. Pomieszczenia, w których jest używany, muszą być dobrze wentylowane.

Oprócz tego, że są toksyczne, opary amoniaku są wybuchowe. Dzieje się tak, gdy są one zmieszane z powietrzem w określonej proporcji, dlatego podczas pracy należy przestrzegać specjalnych zasad bezpieczeństwa podczas pracy z materiałami wybuchowymi.

Pierwszymi objawami zatrucia mogą być:

  • pojawienie się czerwonych plam na twarzy i ciele;
  • szybkie oddychanie;
  • ogólne podekscytowanie.

Dalsze oznaki rozwoju zatrucia to:

  • pojawienie się ostrego bólu w klatce piersiowej;
  • drgawki;
  • obrzęk krtani;
  • skurcz strun głosowych;
  • słabe mięśnie;
  • zaburzenia krążenia;
  • stan półomdlenia, aż do utraty przytomności.

W przypadku spożycia wody amoniakalnej w nadmiernych dawkach mogą wystąpić:

  • biegunka z fałszywymi bolesnymi popędami; oparzenie przełyku, żołądka i początkowych odcinków jelit;
  • kaszel, łzawienie oczu, ślinienie się i kichanie;
  • odruchowe zatrzymanie oddechu;
  • wymioty z zapachem amoniaku;
  • przyjmowanie alkoholu amoniakalnego w ilości od 10 do 15 g. grozi śmiercią.

Jeśli dana osoba ma indywidualną nietolerancję zapachu amoniaku, nawet niewielkie jego spożycie przez drogi oddechowe lub wewnątrz może natychmiast prowadzić do najbardziej niekorzystnych konsekwencji.

Jeśli dana osoba ma chorobę skóry na ciele w postaci wrzodów płaczących, egzemy lub zapalenia skóry, wówczas stosowanie balsamów może prowadzić do jeszcze bardziej rozległej reakcji alergicznej i oparzeń skóry.

Pierwsza pomoc w przypadku zatrucia

Jeżeli pojawią się pierwsze oznaki zatrucia tymi substancjami, należy natychmiast przystąpić do udzielania pierwszej pomocy ofierze.

Środki pierwszej pomocy obejmują:

W przypadku cięższych postaci zatrucia należy pilnie wezwać karetkę pogotowia.

Alkohol amoniakalny jest wymagany w apteczkach pierwszej pomocy i powinien być pod ręką we właściwym czasie.

Ile to może kosztować w aptekach? Odpowiedź jest bardzo tania. Kupuj, używaj, ale zachowaj szczególną ostrożność.

Uwaga, tylko DZIŚ!

Na proces wytworzenia optymalnej ilości środka chemicznego, a także uzyskania jego maksymalnej jakości, wpływa wiele czynników. Produkcja amoniaku zależy od ciśnienia, temperatury, obecności katalizatora, zastosowanych substancji i metody ekstrakcji powstałego materiału. Parametry te muszą być odpowiednio zbilansowane, aby osiągnąć jak największy zysk z procesu produkcyjnego.

Właściwości amoniaku

W temperaturze pokojowej i normalnej wilgotności powietrza amoniak ma postać gazową i ma bardzo odpychający zapach. Ma toksyczny i drażniący wpływ na błony śluzowe organizmu. Produkcja i właściwości amoniaku zależą od udziału w procesie wody, gdyż substancja ta jest bardzo dobrze rozpuszczalna w normalnych warunkach środowiskowych.

Amoniak jest związkiem wodoru i azotu. Jego wzór chemiczny to NH3.

Ta substancja chemiczna działa jako aktywny środek redukujący, którego spalanie uwalnia wolny azot. Amoniak ma właściwości zasad i zasad.

Reakcja substancji z wodą

Po rozpuszczeniu NH3 w wodzie otrzymuje się wodę amoniakalną. W normalnej temperaturze w 1 objętości elementu wodnego można rozpuścić maksymalnie 700 objętości amoniaku. Substancja ta zwana amoniakiem ma szerokie zastosowanie w przemyśle produkcji nawozów oraz w instalacjach technologicznych.

NH3 otrzymany poprzez rozpuszczenie w wodzie jest częściowo zjonizowany w swoich właściwościach.

W jednej z laboratoryjnych metod otrzymywania tego pierwiastka wykorzystuje się amoniak.

Pozyskiwanie substancji w laboratorium

Pierwszą metodą produkcji amoniaku jest doprowadzenie amoniaku do wrzenia, po czym powstałą parę suszy się i zbiera wymagany związek chemiczny. Amoniak można również otrzymać w laboratorium poprzez ogrzewanie wapna gaszonego i stałego chlorku amonu.

Reakcja wytwarzania amoniaku ma następującą postać:

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

Podczas tej reakcji tworzy się biały osad. Jest to sól CaCl 2, powstaje również woda i pożądany amoniak. Aby wysuszyć wymaganą substancję, przepuszcza się ją przez mieszaninę wapna w połączeniu z sodą.

Uzyskanie amoniaku w laboratorium nie zapewnia najbardziej optymalnej technologii jego produkcji w wymaganych ilościach. Od wielu lat ludzie poszukiwali sposobów na ekstrakcję tej substancji na skalę przemysłową.

Geneza ustalenia technologii produkcji

W latach 1775-1780 prowadzono doświadczenia nad wiązaniem wolnych cząsteczek azotu z atmosfery. Szwedzki chemik K. Schelle odkrył reakcję, która wyglądała jak

Na2CO3 + 4C + N2 = 2NaCN + 3CO

Na jej podstawie w 1895 roku N. Caro i A. Frank opracowali metodę wiązania wolnych cząsteczek azotu:

CaC2 + N2 = CaCN2 + C

Ta opcja wymagała dużo energii i nie była ekonomicznie opłacalna, dlatego z czasem została porzucona.

Inną dość kosztowną metodą był proces oddziaływania cząsteczek azotu i tlenu odkryty przez angielskich chemików D. Priestleya i G. Cavendisha:

Zwiększone zapotrzebowanie na amoniak

W 1870 roku środek ten uznano za produkt niepożądany przemysłu gazowniczego i był praktycznie bezużyteczny. Jednak 30 lat później stał się bardzo popularny w branży koksowniczej.

Początkowo zwiększone zapotrzebowanie na amoniak zaspokajano poprzez izolację go z węgla. Jednak wraz ze wzrostem spożycia tej substancji 10-krotnie przeprowadzono praktyczne prace w celu znalezienia sposobów jej ekstrakcji. Zaczęto wprowadzać produkcję amoniaku wykorzystując atmosferyczne rezerwy azotu.

Zapotrzebowanie na substancje azotowe zaobserwowano niemal we wszystkich znanych sektorach gospodarki.

Znalezienie sposobów zaspokojenia popytu przemysłowego

Ludzkość przeszła długą drogę w kierunku zrozumienia równania produkcji materii:

N2 + 3H2 = 2NH3

Produkcja amoniaku na skalę przemysłową została po raz pierwszy zrealizowana w 1913 roku w drodze syntezy katalitycznej z wodoru i azotu. Metodę odkrył F. Haber w 1908 roku.

Otwarta technologia rozwiązała odwieczny problem wielu naukowców z różnych krajów. Do tego momentu nie było możliwe wiązanie azotu w postaci NH3. Ten proces chemiczny nazywany jest reakcją cyjanamidową. Gdy temperatura wapna i węgla wzrosła, otrzymano substancję CaC2 (węglik wapnia). Ogrzewając azot, uzyskano cyjanamid wapnia CaCN 2, z którego w wyniku hydrolizy uwolnił się amoniak.

Wprowadzenie technologii produkcji amoniaku

Produkcja NH 3 na światową skalę przemysłową rozpoczęła się wraz z zakupem patentu na technologię F. Habera przez A. Mittasha, przedstawiciela Baden Soda Factory. Na początku 1911 roku w małej instalacji zaczęto regularnie przeprowadzać syntezę amoniaku. K. Bosch stworzył duży aparat kontaktowy w oparciu o opracowania F. Habera. Było to oryginalne urządzenie, które zapewniało proces ekstrakcji amoniaku metodą syntezy na skalę produkcyjną. K. Bosch przejął w tej kwestii pełne przywództwo.

Oszczędność kosztów energii implikowała udział w reakcjach syntezy niektórych katalizatorów.

Grupa naukowców pracujących nad znalezieniem odpowiednich komponentów zaproponowała: katalizator żelazowy, do którego dodano tlenki potasu i glinu i który nadal jest uważany za jeden z najlepszych do produkcji amoniaku w przemyśle.

9 września 1913 roku rozpoczął działalność pierwszy na świecie zakład wykorzystujący technologię syntezy katalitycznej. Stopniowo zwiększano moce produkcyjne i do końca 1917 r. produkowano 7 tys. ton amoniaku miesięcznie. W pierwszym roku funkcjonowania zakładu wielkość ta wynosiła zaledwie 300 ton miesięcznie.

Następnie wszystkie pozostałe kraje również zaczęły stosować technologię syntezy z wykorzystaniem katalizatorów, która w istocie nie różniła się zbytnio od techniki Habera-Boscha. Stosowanie procesów wysokociśnieniowych i cyrkulacyjnych występowało w każdym procesie technologicznym.

Wprowadzenie syntezy w Rosji

W Rosji stosowano także syntezę z wykorzystaniem katalizatorów do produkcji amoniaku. Reakcja wygląda następująco:

W Rosji pierwsza fabryka syntezy amoniaku rozpoczęła działalność w 1928 roku w Czernoreczeńsku, a następnie powstały zakłady produkcyjne w wielu innych miastach.

Praktyczne prace nad produkcją amoniaku stale nabierają tempa. W latach 1960–1970 synteza wzrosła prawie 7-krotnie.

W kraju do skutecznego pozyskiwania, zbierania i rozpoznawania amoniaku stosuje się mieszane substancje katalityczne. Badanie ich składu prowadzi grupa naukowców pod przewodnictwem S. S. Lachinowa. To właśnie ta grupa znalazła najskuteczniejsze materiały do ​​technologii syntezy.

Trwają także badania nad kinetyką procesu. Rozwoju naukowego w tej dziedzinie dokonał M. I. Temkin i jego współpracownicy. W 1938 roku naukowiec ten wraz ze swoim kolegą V.M. Pyzhevem dokonali ważnego odkrycia, poprawiając produkcję amoniaku. Równanie kinetyki syntezy opracowane przez tych chemików jest obecnie stosowane na całym świecie.

Nowoczesny proces syntezy

Proces produkcji amoniaku przy użyciu katalizatora, stosowany w dzisiejszej produkcji, jest odwracalny. Dlatego bardzo istotna jest kwestia optymalnego poziomu wpływu wskaźników na osiągnięcie maksymalnego produktu.

Proces odbywa się w wysokiej temperaturze: 400-500 ˚С. Aby zapewnić wymaganą szybkość reakcji, stosuje się katalizator. Nowoczesna produkcja NH 3 wymaga stosowania wysokiego ciśnienia - około 100-300 atm.

Przy zastosowaniu układu cyrkulacyjnego możliwe jest uzyskanie odpowiednio dużej masy materiałów wyjściowych przetworzonych na amoniak.

Nowoczesna produkcja

System operacyjny każdej instalacji amoniaku jest dość złożony i składa się z kilku etapów. Technologia otrzymywania pożądanej substancji odbywa się w 6 etapach. W procesie syntezy wytwarzany, zbierany i rozpoznawany jest amoniak.

Etap początkowy polega na ekstrakcji siarki z gazu ziemnego za pomocą odsiarczacza. Ta manipulacja jest konieczna ze względu na fakt, że siarka jest trucizną katalityczną i zabija katalizator niklowy na etapie ekstrakcji wodorem.

Drugi etap polega na konwersji metanu, która zachodzi przy zastosowaniu wysokiej temperatury i ciśnienia przy użyciu katalizatora niklowego.

W trzecim etapie następuje częściowe spalanie wodoru w tlenie powietrza. Rezultatem jest mieszanina pary wodnej, tlenku węgla i azotu.

W czwartym etapie następuje reakcja przesunięcia, która zachodzi w obecności różnych katalizatorów i dwóch różnych warunków temperaturowych. Początkowo stosuje się Fe 3 O 4, a proces odbywa się w temperaturze 400 ˚C. Drugi etap polega na zastosowaniu bardziej wydajnego katalizatora miedziowego, który umożliwia produkcję w niskich temperaturach.

Kolejny, piąty etap polega na pozbyciu się niepotrzebnego tlenku węgla (VI) z mieszaniny gazowej poprzez zastosowanie technologii absorpcji roztworów alkalicznych.

W końcowym etapie tlenek węgla(II) usuwa się za pomocą reakcji konwersji wodoru do metanu za pomocą katalizatora niklowego i wysokiej temperatury.

Otrzymana w wyniku wszystkich manipulacji mieszanina gazów zawiera 75% wodoru i 25% azotu. Jest on sprężany pod dużym ciśnieniem, a następnie chłodzony.

To właśnie te manipulacje opisuje wzór uwalniania amoniaku:

N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ

Chociaż proces ten nie wygląda na bardzo skomplikowany, wszystkie powyższe etapy jego realizacji wskazują na trudność produkcji amoniaku na skalę przemysłową.

Na jakość produktu końcowego wpływa brak zanieczyszczeń w surowcach.

Po przejściu długiej drogi od małego doświadczenia laboratoryjnego do produkcji na dużą skalę, produkcja amoniaku jest dziś popularną i niezastąpioną gałęzią przemysłu chemicznego. Proces ten jest stale udoskonalany, zapewniając jakość, wydajność i wymaganą ilość produktu dla każdej komórki gospodarki narodowej.

10% roztwór wodny amoniak . Stężenie substancji czynnej na litr roztworu wynosi 440 ml.

Preparat zawiera jako składnik pomocniczy wodę oczyszczoną (w objętości do 1 litra).

Formularz zwolnienia

Roztwór do inhalacji i użytku zewnętrznego 10%. Dostępny w butelkach z zakraplaczem o pojemności 10 ml oraz butelkach o pojemności 40 i 100 ml.

Jest to przezroczysta, lotna ciecz, bezbarwna i o ostrym zapachu.

efekt farmakologiczny

Irytujący , antyseptyczny , lek orzeźwiający , wymiotny .

Farmakodynamika i farmakokinetyka

Produkt działa drażniąco na zewnętrzne receptory skóry i powoduje miejscowe uwalnianie prostaglandyny , kininy I histamina . W rdzeniu kręgowym pełni funkcję wyzwoliciela enkefaliny I endorfiny , które blokują przepływ impulsów bólowych z ognisk patologicznych.

Kiedy dostanie się do górnych dróg oddechowych, oddziałuje z zakończeniami nerwu trójdzielnego i odruchowo pobudza ośrodek oddechowy. Stężony roztwór powoduje kollikację (zmiękczenie i rozpuszczenie) białek komórkowych drobnoustrojów.

Każdą metodą podania jest szybko eliminowany z organizmu (głównie przez oskrzela i płuca). Odruchowo wpływa na napięcie ścian naczyń i czynność serca.

W miejscu podania, stosowany zewnętrznie, rozszerza naczynia krwionośne, poprawia regenerację tkanek i trofizm, a także pobudza odpływ metabolitów.

Podrażniona skóra wywołuje podobne odruchy w segmentowo położonych mięśniach i narządach wewnętrznych, pomagając przywrócić zaburzone funkcje i struktury.

Tłumi skupienie pobudzenia, co wspomaga proces patologiczny, zmniejsza napięcie mięśni, przeczulicę bólową, łagodzi skurcze naczyń, zapewniając w ten sposób efekt rozpraszający.

Przy długotrwałym kontakcie pali błony śluzowe i skórę, czemu towarzyszy przekrwienie tkanek, rozwój obrzęku i bólu.

Podanie doustne w małych stężeniach pobudza wydzielanie gruczołów, oddziałując na ośrodek wymiotny, odruchowo zwiększając jego pobudliwość i wywołując wymioty.

Lek nie przenika do krwiobiegu.

Wskazania do stosowania

Wdychanie służy do stymulacji oddychania podczas omdlenia.

Wskazane jest podanie doustne w celu pobudzenia wymiotów (rozcieńczony).

Zewnętrznie stosowany do dezynfekcji rąk lekarza przed zabiegiem chirurgicznym, w postaci płynów na nerwobóle, ukąszenia owadów i zapalenie mięśni.

Przeciwwskazania

Nietolerancja.

Miejscowe stosowanie jest przeciwwskazane w przypadku chorób skóry.

Skutki uboczne: wpływ oparów i roztworu amoniaku na organizm ludzki

Jeśli roztwór zostanie przyjęty w postaci nierozcieńczonej, oparzenia przewodu pokarmowego (przełyk i żołądek). Wdychanie leku w dużych stężeniach może wywołać odruchowe zaprzestanie oddychania.

Roztwór amoniaku: instrukcje użytkowania

Instrukcje stosowania amoniaku wskazują, że dawkę leku dobiera się indywidualnie w zależności od wskazań.

W praktyce chirurgicznej roztwór stosuje się do mycia rąk metodą Spasokukotsky'ego-Kochergina, rozcieńczając 50 ml roztworu w 1 litrze przegotowanej wody (ciepłej).

W przypadku stosowania w celu wywołania oddychania roztwór nanosi się na gazę lub watę. Na ukąszenia owadów stosuje się go jako balsam.

Zastosowanie amoniaku w ogrodnictwie

Zastosowanie amoniaku dla roślin jest dość różnorodne: stosuje się go przeciwko mszycom, do leczenia cebuli przeciwko muszkom cebulowym i do karmienia roślin.

Amoniak dla mszyc stosuje się w ilości 2 łyżek. łyżki na 10 litrów wody. Do wiadra warto też dodać odrobinę proszku do prania – zapewni to lepszą przyczepność. Roztwór stosuje się do opryskiwania roślin.

Amoniak jako nawóz: w tym przypadku weź 50 ml roztworu na 4 litry wody. Produkt jest nie tylko dobrym nawozem dla roślin domowych i ogrodowych, ale także pozwala pozbyć się muszek i komarów.

Aby podlać cebulę, rozcieńczyć 1-2 łyżki w wiadrze z wodą. łyżki amoniaku. Zaleca się podlewanie roślin tym produktem od momentu sadzenia do końca czerwca.

Jak czyścić złoto?

Istnieje kilka sposobów czyszczenia złota amoniakiem.

Można zmieszać 1 łyżeczkę alkoholu ze szklanką wody i 1 łyżką. łyżka dowolnego detergentu lub można dodać do wody (200 ml), amoniaku (1 łyżeczka), (30 ml), pół łyżeczki płynnego detergentu.

W pierwszym przypadku biżuterię umieszcza się w roztworze czyszczącym na godzinę lub dwie, w drugim - na 15 minut. Po oczyszczeniu złoto należy opłukać w wodzie i wytrzeć do sucha serwetką.

Jak czyścić srebro?

Do czyszczenia srebra amoniak rozcieńcza się wodą w stosunku 1:10 (1 część alkoholu na 10 części wody). Srebrne przedmioty pozostawia się w roztworze na kilka godzin, następnie płucze się je w wodzie i przeciera miękką szmatką.

Do regularnego czyszczenia srebra należy używać roztworu mydła z dodatkiem niewielkiej ilości amoniaku.

Amoniak na karaluchy i mrówki

Aby zwalczyć mrówki, 100 ml roztworu rozcieńcza się w litrze wody i tym produktem myje meble w kuchni. Aby pozbyć się karaluchów, umyj podłogę amoniakiem.

Amoniak na pięty

Aby zmiękczyć szorstką skórę stóp, amoniak miesza się z gliceryną (1:1). Produkt nakłada się na stopy przed pójściem spać, a na wierzch zakłada się skarpetki.

Przedawkować. Wpływ oparów amoniaku na organizm człowieka

Przedawkowanie powoduje nasilenie objawów działań niepożądanych. Zatem objawia się wpływ na organizm ludzki dużej dawki roztworu amoniaku przyjmowanego doustnie:

  • wymioty z charakterystycznym zapachem amoniaku;
  • biegunka z parciem (fałszywą, bolesną potrzebą wypróżnienia);
  • obrzęk krtani;
  • katar;
  • kaszel;
  • podniecenie;
  • drgawki;
  • zawalić się .

W niektórych przypadkach jest to możliwe śmierć (pacjent umiera po przyjęciu 10-15 g wodorotlenek amonu ).

Leczenie przedawkowania jest objawowe.

Czasami ludzie zastanawiają się, co się stanie, jeśli wypiją amoniak. Należy mieć świadomość, że doustne podanie roztworu w czystej postaci może spowodować poważne oparzenia przewodu pokarmowego.

Objawy zatrucia amoniakiem

Narażenie człowieka na amoniak podczas wdychania jego oparów objawia się podrażnieniem błon śluzowych oczu i dróg oddechowych. W tym przypadku intensywność podrażnienia zależy od stężenia gazu.

Objawy zatrucia oparami amoniaku:

  • obfite łzawienie;
  • ślinotok;
  • zwiększone oddychanie;
  • zwiększone pocenie się;
  • przekrwienie twarzy;
  • uczucie ciężkości i ucisku w klatce piersiowej;
  • ból w klatce piersiowej;
  • krztusiec;
  • kichanie;
  • katar;
  • obrzęk krtani i skurcz strun głosowych;
  • Lęk;
  • uduszenie;
  • drgawki;
  • utrata przytomności.

Przy długotrwałym narażeniu pary amoniaku powodują poważne osłabienie mięśni, upośledzenie krążenia krwi, objawy wskazujące na niewydolność oddechową, a także ból, silne pieczenie i obrzęk skóry.

Regularnie powtarzające się narażenie na amoniak prowadzi do objawiających się zaburzeń ogólnoustrojowych zaburzenia odżywiania , głuchota , katar górnych dróg oddechowych , niewydolność serca , śmierć .

Aby uchronić się przed szkodliwym działaniem amoniaku, należy obficie spłukać twarz i skórę nieosłoniętą ubraniem wodą i jak najszybciej zakryć twarz respiratorem (bandażem z gazy lub maską przeciwgazową). Dobrze jest, jeśli stosowany respirator lub bandaż nasączony jest wodą z kwaskiem cytrynowym (2 łyżeczki na szklankę wody).

Należy pamiętać, że ciekły amoniak powoduje poważne oparzenia. Z tego powodu transportowany jest w butlach stalowych malowanych na żółto, specjalnych cysternach, cysternach drogowych i kolejowych.

Co zrobić w przypadku uwolnienia amoniaku?

W przypadku otrzymania informacji o wycieku amoniaku należy zabezpieczyć skórę i narządy oddechowe oraz opuścić strefę zagrożenia w kierunku wskazanym w komunikacie radiowym lub telewizyjnym.

Ze strefy uszkodzeń chemicznych należy udać się w kierunku prostopadłym do kierunku wiatru.

W przypadku pożaru zabrania się zbliżania do źródła ognia. Pojemniki z amoniakiem należy chłodzić z jak największej odległości. Do gaszenia użyć piany pneumatycznej lub rozpylonej wody.

Jeśli nie ma możliwości wyjścia, należy pilnie zamknąć pokój. Po wyjściu ze strefy zagrożenia należy zdjąć odzież wierzchnią (zostawić rzeczy na zewnątrz), wziąć prysznic, przepłukać wodą nos i gardło oraz oczy.

W razie wypadku należy schronić się na niższych piętrach budynku.

Pierwsza pomoc w przypadku zatrucia

W przypadku zatrucia poszkodowanego należy wyprowadzić z zagrożonego obszaru. W przypadkach, gdy nie jest to możliwe, należy zapewnić dostęp do tlenu.

Usta, gardło i jamę nosową przemywa się wodą przez 15 minut, do oczu wkrapla się 0,5% roztworem i w razie potrzeby dodatkowo przykryć bandażem. Aby płukanie było skuteczniejsze, można do wody dodać kwas glutaminowy lub cytrynowy.

Nawet przy niewielkim stopniu zatrucia pacjentowi należy zapewnić całkowity odpoczynek w ciągu najbliższych 24 godzin.

Jeśli substancja dostanie się na otwartą przestrzeń ciała, należy ją przemyć dużą ilością wody i przykryć bandażem.

Jeśli amoniak dostanie się do przewodu pokarmowego, konieczne jest przepłukanie żołądka.

Zatrucie dowolnego stopnia wymaga skontaktowania się z placówką medyczną i, jeśli lekarz uzna to za konieczne, późniejszej hospitalizacji.

Po zakończeniu leczenia u pacjenta mogą zachować się pewne zaburzenia neurologiczne, na przykład utrata pamięci o poszczególnych zdarzeniach i faktach, tiki z różnymi objawami klinicznymi, obniżony próg wrażliwości słuchu i bólu. Częstym skutkiem jest zmętnienie soczewki i rogówki oka.

Amoniak: sposoby neutralizacji w organizmie

Główną drogą wiązania substancji jest biosynteza mocznika, która zachodzi w cyklu ornitynowym w komórkach wątroby. W wyniku tej syntezy mocznik - substancja nieszkodliwa dla organizmu.

Amoniak jest również transportowany we krwi w postaci glutamina , który jest nietoksycznym związkiem neutralnym i łatwo przenika przez błony komórkowe.

Inna jego forma transportu powstaje w mięśniach alanina .

Interakcja

Neutralizuje działanie kwasów.

Warunki sprzedaży

Produkt dostępny bez recepty.

Warunki przechowywania

Przechowywany w normalnych warunkach.

Najlepiej spożyć przed datą

24 miesiące.

Specjalne instrukcje

Co to jest amoniak? Charakterystyka, właściwości fizyczne i chemiczne amoniaku

Amoniak lub azotek wodoru (NH3) to bezbarwny gaz (podobnie jak wodór, eter, tlen). Substancja ma silny drażniący zapach i uwalnia się do atmosfery wytwarzając dym. Nazwa substancji po łacinie to amon.

Masa cząsteczkowa - 17,0306 g/mol. MPC r.z. wynosi 20 mg/m3. Biorąc pod uwagę ten parametr, amoniak zaliczany jest do substancji niskiego ryzyka (IV klasa zagrożenia).

NH3 jest doskonale rozpuszczalny w wodzie: w temperaturze 0°C w jednej objętości wody rozpuszcza się około 1,2 tys. objętości tej substancji, a w temperaturze 20°C – około 700 objętości.

Ma właściwości alkaliów i zasad.

Stosowany jako czynnik chłodniczy w urządzeniach chłodniczych. Jest oznaczony R717, gdzie R oznacza „czynnik chłodniczy” (Refrigerant), „7” wskazuje rodzaj czynnika chłodniczego (w tym konkretnym przypadku amoniak nie jest substancją organiczną), ostatnie 2 cyfry to masa cząsteczkowa substancji używany.

W ciekłym azotku wodoru cząsteczki tworzą wiązania wodorowe. Stała dielektryczna, przewodność, lepkość i gęstość ciekłego NH3 są niższe niż wody (substancja jest 7 razy mniej lepka niż woda), temperatura wrzenia substancji wynosi wrzenia -33,35°C, zaczyna topić się w temperaturze wynoszącej -77,70°C

Podobnie jak woda, ciekły NH3 jest substancją silnie związaną ze względu na tworzenie się wiązań wodorowych.

Substancja praktycznie nie przepuszcza prądu elektrycznego i rozpuszcza wiele związków organicznych i nieorganicznych.

W postaci stałej NH3 ma postać bezbarwnych kryształów o sześciennej siatce.

Rozkład azotku wodoru na azot i wodór zauważalny jest w temperaturach przekraczających 1200-1300°C, w obecności katalizatorów - w temperaturach powyżej 400°C.

Amoniak nie pali się w powietrzu, lecz w innych warunkach, czyli w czystym tlenie, zapala się i pali żółto-zielonym płomieniem. Kiedy substancja spala się w nadmiarze tlenu, powstaje azot i para wodna.

Reakcję spalania amoniaku opisuje równanie: 4NH3 + 3O2= 2N2 + 6H2O.

Katalityczne utlenianie NH3 w temperaturze 750-800°C pozwala na otrzymanie kwasu azotowego (metoda stosowana jest do przemysłowej produkcji HNO3).

Etapy procesu:

  • utlenianie katalityczne tlenem do NO;
  • konwersja NO do NO2;
  • absorpcja mieszaniny NO2 i O2 przez wodę (rozpuszczenie tlenku azotu w wodzie i wytworzenie kwasu);
  • oczyszczanie gazów uwalnianych do atmosfery z tlenków azotu.

W wyniku reakcji amoniaku z wodą powstaje hydrat amoniaku (woda amoniakalna lub amoniak żrący). Wzór chemiczny hydratu to NH3·H2O.

W jaki sposób w przemyśle wytwarzany jest żrący amoniak? W przemyśle syntezę roztworu amoniaku o stężeniu 25% przeprowadza się poprzez nasycanie wody amoniakiem powstającym w wyniku koksowania węgla w piecu koksowniczym lub syntetycznym gazem amoniakalnym.

Do czego wykorzystuje się wodę amoniakalną? Nawozy azotowe, soda i barwniki otrzymywane są z wodnych roztworów amoniaku.

Amoniak: otrzymywany z kwasu azotowego w laboratorium

Aby otrzymać NH3 z HNO3, należy probówkę ustawić w stojaku w pozycji prawie poziomej, ale tak, aby kwas z niej nie wypływał.

Na dno probówki wsypuje się kilka kropli HNO3 i za pomocą pęsety umieszcza się w niej kilka kawałków opiłków cynku lub żelaza. Zredukowane żelazo należy umieścić przy otworze probówki (tak, aby nie miało kontaktu z kwasem azotowym).

Probówkę należy zamknąć korkiem z rurką spustową i lekko podgrzać. Ogrzewanie zwiększy szybkość uwalniania amoniaku.

Z czym reaguje amoniak?

Amoniak reaguje z substancjami organicznymi. Produkty reakcji amoniaku z α-chloropodstawionymi kwasami karboksylowymi są sztucznymi aminokwasami.

W wyniku reakcji wydziela się chlorowodór (gazowy HCl), który w połączeniu z nadmiarem amoniaku tworzy NH4Cl (lub amoniak).

Duża liczba związków złożonych zawiera amoniak jako ligand.

Sole amonowe są bezbarwnymi ciałami stałymi o siatce krystalicznej. Prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie i mają takie same właściwości jak znane nam sole metali.

Produktem ich interakcji z zasadami jest amoniak:

NH4Cl + KOH = KCl + NH3 + H2O

Reakcja opisana wzorem, jeśli dodatkowo zastosuje się papierek wskaźnikowy, jest reakcją jakościową na sole amonowe. Te ostatnie oddziałują z kwasami i innymi solami.

Niektóre sole amonowe odparowują (sublimują) po podgrzaniu, inne zaś rozkładają się.

NH3 jest słabą zasadą, więc sole, które tworzy w roztworze wodnym, ulegają hydrolizie.

Zasadami słabszymi od amoniaku są aminy aromatyczne – pochodne NH3, w których atomy wodoru zastąpiono rodnikami węglowodorowymi.

Reakcje amoniaku z kwasami

Dodaniu stężonego kwasu solnego do roztworu NH3 towarzyszy powstawanie białego dymu i uwolnienie chlorku amonu NH4Cl (amoniak).

W wyniku reakcji kwasu siarkowego i amoniaku powstają białe kryształy (NH4)2SO4 – siarczanu amonu.

Jeśli dodasz kwas azotowy do NH3, powstanie biały azotan amonu NH4NO3.

Kiedy kwas chlorooctowy reaguje z NH3, atom chloru zostaje zastąpiony grupą aminową, co powoduje utworzenie kwasu aminooctowego.

Jeśli NH3 przejdzie przez kwas bromowodorowy, powstanie bromek amonu (reakcję opisuje wzór - HBr + NH3 = NH4Br).

Amoniak: cięższy czy lżejszy od powietrza?

W porównaniu z powietrzem NH3 ma prawie połowę mniejszą gęstość, więc jego para zawsze unosi się. Jednak w pewnych warunkach może powstać aerozol amoniaku - zawiesina kropelek tej substancji w gazie. Aerozol ten jest zwykle cięższy od powietrza i dlatego jest bardziej niebezpieczny niż gazowy NH3.

Czy azotek wodoru jest substancją złożoną czy prostą?

Azotek wodoru tworzą atomy różnych pierwiastków, dlatego jest złożonym związkiem nieorganicznym.

Struktura molekularna amoniaku

Amoniak charakteryzuje się siecią krystaliczną cząsteczek polarnych, pomiędzy którymi znajdują się tzw siły van der Waalsa . W cząsteczce azotku wodoru znajdują się 3 wiązania chemiczne; powstają one zgodnie z kowalencyjnym mechanizmem polarnym.

Cząsteczka ma kształt piramidy trójkątnej, na szczycie której znajduje się atom azotu (stopień utlenienia azotu w NH3 wynosi „-3”).

Przemysłowa metoda wytwarzania amoniaku

Produkcja amoniaku w przemyśle jest procesem kosztownym i pracochłonnym. Synteza przemysłowa polega na wytwarzaniu NH3 z azotu i wodoru pod ciśnieniem, w obecności katalizatora i w wysokich temperaturach.

Żelazo gąbczaste aktywowane tlenkami glinu i potasu stosowane jest jako katalizator w produkcji NH3 w przemyśle. Instalacje przemysłowe, w których prowadzona jest synteza, opierają się na obiegu gazów.

Przereagowaną mieszaninę gazów zawierającą NH3 chłodzi się, po czym NH3 skrapla się i oddziela, a wodór i azot, które nie przereagowały z nową porcją gazów, ponownie doprowadza się do katalizatora.

Odbyła się także prezentacja na temat współprodukcji amoniaku i metanolu w przemyśle.

Aktualne GOST, zgodnie z którymi wytwarzany jest azotowodór:

  • amoniak techniczny ciekły, amoniak bezwodny – GOST 6221-90;
  • wodny amoniak - GOST 3760-79;
  • techniczny wodny amoniak - GOST 9-92.

Reakcję syntezy amoniaku można scharakteryzować następująco: amoniak powstaje jako produkt złożonej reakcji zachodzącej w fazie gazowej – bezpośredniej, katalitycznej, egzotermicznej, odwracalnej, redoks.

Utylizacja substancji

NH3 poddawany jest recyklingowi poprzez selektywne pozyskiwanie substancji cennych do recyklingu oraz metodą zapewniającą możliwość wykorzystania odpadów odpadowych jako surowca do produkcji innych materiałów.

Co to jest amoniak? Wzór chemiczny amoniaku

Amoniak to 10% wodny roztwór amoniaku. Wzór substancji to NH4OH. Nazwa w języku łacińskim to Solutio Ammonii caustici seu Ammonium causticum solutum.

Amoniak znalazł zastosowanie w życiu codziennym jako odplamiacz, środek do czyszczenia monet, naczyń, armatury wodno-kanalizacyjnej, mebli i biżuterii ze srebra i złota. Ponadto stosuje się go do barwienia tkanin, zwalczania mszyc, ćm cebulowych, muszek cebulowych, mrówek i karaluchów, mycia okien oraz pielęgnacji szorstkiej skóry stóp.

Reakcja amoniaku z pozwala otrzymać bardzo niestabilny addukt o wyglądzie suchych kryształów, co często wykorzystuje się jako spektakularne doświadczenie.

Czy amoniak to amoniak?

Niektórzy uważają, że amoniak i amoniak to to samo. Jednak ta opinia jest błędna. Roztwór amoniaku to amoniak lub innymi słowy wodny roztwór wodorotlenku amonu.

A amoniak to sól amonowa, lekko higroskopijny, biały i bezwonny krystaliczny proszek, który po podgrzaniu odparowuje azotek wodoru (amoniak). Jego wzór to NH4Cl.

Wikipedia podaje, że substancja stosowana jest jako nawóz (jako pogłówny stosowany na gleby zasadowe i obojętne pod uprawy słabo reagujące na nadmiar chloru - ryż, kukurydza, buraki cukrowe), jako dodatek do żywności E510, topnik do lutowania, składniki elektrolitów w ogniwach galwanicznych i szybko utrwalacz w fotografii, generator dymu.

W warunkach laboratoryjnych do lizy stosuje się amoniak Czerwone krwinki , zaleca się stosowanie w medycynie w celu wzmocnienia efektu leki moczopędne i łagodzenie obrzęków pochodzenia sercowego.

Środki ostrożności

Miejscowe stosowanie jest możliwe wyłącznie na nieuszkodzoną skórę.

W przypadku przypadkowego kontaktu produktu z błonami śluzowymi oczu przemyć oczy dużą ilością wody (co najmniej 15 minut) lub roztworem kwasu borowego (3%). W tym przypadku przeciwwskazane są olejki i maści.

W przypadku przyjmowania doustnie roztworu amoniaku należy pić soki owocowe, wodę, ciepłe mleko z sodą lub wodę mineralną, roztwór kwasu cytrynowego (0,5%) lub octowego (1%), aż do jego całkowitego zobojętnienia.

W przypadku uszkodzenia układu oddechowego wskazane są inhalacje świeżym powietrzem i ciepłą wodą z dodatkiem kwasu cytrynowego lub octu, w przypadku uduszenia – tlen.

O czym świadczy zapach amoniaku w moczu i amoniakalny zapach potu? .

Powinieneś to wiedzieć, jeśli chodzi o poważne sprawy Świadczy o tym również zapach amoniaku z ust.

U kobiet nieprzyjemna wydzielina może wystąpić w okresie menopauzy i ciąży (jeśli kobieta w ciąży pije mało płynów i/lub przyjmuje różne leki i suplementy).

Jeśli Twój pot pachnie amoniakiem, może to być spowodowane tym , , nietrzymanie moczu, problemy z wątrobą, obecność bakterii mogących powodować wrzody trawienne. Inną możliwą przyczyną nieprzyjemnego zapachu ciała jest przestrzeganie diety białkowej.

Każdy wie, jak pachnie amoniak, dlatego jeśli pojawi się charakterystyczny zapach (zwłaszcza jeśli zapach moczu dziecka) lub posmak amoniaku w ustach, należy zgłosić się do lekarza, który dokładnie ustali przyczynę tego zjawiska i podejmie niezbędne działania.

Dla dzieci

W pediatrii stosuje się go od 3 roku życia.

Podczas ciąży

W okresie ciąży i laktacji stosowanie leku jest dozwolone wyłącznie w sytuacjach, gdy korzyść dla organizmu kobiety przewyższa potencjalne ryzyko dla dziecka.

W większości przypadków kobiety w ciąży starają się nie stosować amoniaku w żadnej postaci. Barwnik ciążowy również nie powinien zawierać tej substancji. Na liście produktów najbardziej odpowiednich dla kobiet w ciąży znajdują się następujące farby do włosów niezawierające amoniaku:

  • Igora Schwarzkopf (Schwarzkopf Igora Vibrance);
  • farby z palety Garnier (Garnier Color&Shine);
  • Farba Estelle, której paleta obejmuje 140 odcieni;
  • farba bez amoniaku z palety Matrix Color Sync;
  • Farba Kutrina.

Wiele dobrych recenzji można znaleźć również na temat farby L’Oreal bez amoniaku (L’Oreal Professionnel LUO COLOR). Są jednak kobiety, które w czasie ciąży nadal stosują farbę do włosów amoniakalną.

Amoniak- NH3, azotowodór, w normalnych warunkach - bezbarwny gaz o ostrym, charakterystycznym zapachu (zapach amoniaku)

Jest to tzw. proces Habera (niemiecki fizyk, który opracował fizykochemiczne podstawy tej metody).

Reakcja zachodzi wraz z wydzieleniem ciepła i zmniejszeniem objętości. Dlatego w oparciu o zasadę Le Chateliera reakcję należy prowadzić w możliwie najniższych temperaturach i pod wysokimi ciśnieniami – wówczas równowaga zostanie przesunięta w prawo. Jednakże szybkość reakcji w niskich temperaturach jest znikoma, a w wysokich temperaturach szybkość reakcji odwrotnej wzrasta. Przeprowadzenie reakcji pod bardzo wysokimi ciśnieniami wymaga stworzenia specjalnego sprzętu, który wytrzyma wysokie ciśnienie, a co za tym idzie dużych inwestycji kapitałowych. Ponadto równowaga reakcji, nawet w temperaturze 700 ° C, ustala się zbyt wolno, aby można ją było zastosować w praktyce.

Zastosowanie katalizatora (porowatego żelaza z domieszkami Al2O3 i K2O) umożliwiło przyspieszenie osiągnięcia stanu równowagi. Co ciekawe, poszukując katalizatora do tej roli, wypróbowano ponad 20 tysięcy różnych substancji.

Biorąc pod uwagę wszystkie powyższe czynniki, proces produkcji amoniaku prowadzony jest w następujących warunkach: temperatura 500°C, ciśnienie 350 atmosfer, katalizator. Wydajność amoniaku w takich warunkach wynosi około 30%. W warunkach przemysłowych stosuje się zasadę cyrkulacji – amoniak usuwa się poprzez chłodzenie, a nieprzereagowany azot i wodór zawraca się do kolumny syntezy. Okazuje się to bardziej ekonomiczne niż osiągnięcie wyższej wydajności reakcji poprzez zwiększenie ciśnienia.

Aby otrzymać amoniak w laboratorium, stosuje się działanie silnych zasad na sole amonowe.

Zazwyczaj amoniak otrzymuje się metodą laboratoryjną poprzez delikatne ogrzewanie mieszaniny chlorku amonu i wapna gaszonego.

Aby wysuszyć amoniak, przepuszcza się go przez mieszaninę wapna i sody kaustycznej.

Bardzo suchy amoniak można otrzymać rozpuszczając w nim metaliczny sód, a następnie go destylując. Najlepiej jest to zrobić w systemie wykonanym z metalu w próżni. System musi wytrzymać wysokie ciśnienie (w temperaturze pokojowej ciśnienie nasyconych par amoniaku wynosi około 10 atmosfer). W przemyśle amoniak suszy się w kolumnach absorpcyjnych.

Wskaźniki zużycia na tonę amoniaku

Aby wyprodukować jedną tonę amoniaku w Rosji zużywa się średnio 1200 nm3 gazu ziemnego, w Europie - 900 nm3.

Amoniak w medycynie

W przypadku ukąszeń owadów amoniak stosuje się zewnętrznie w postaci balsamów. 10% wodny roztwór amoniaku nazywany jest amoniakiem.

Możliwe skutki uboczne: przy długotrwałym narażeniu (stosowanie wziewne) amoniak może powodować odruchowe wstrzymanie oddychania.

Miejscowe stosowanie jest przeciwwskazane w przypadku zapalenia skóry, egzemy, innych chorób skóry, a także otwartych urazów skóry.

W przypadku przypadkowego uszkodzenia błony śluzowej oka przemywać wodą (15 minut co 10 minut) lub 5% roztworem kwasu borowego. Nie stosuje się olejków i maści. W przypadku zapalenia nosa i gardła zastosować 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub naturalne soki. Przy podawaniu doustnym należy pić wodę, sok owocowy, mleko, najlepiej 0,5% roztwór kwasu cytrynowego lub 1% roztwór kwasu octowego, aż do całkowitego zneutralizowania zawartości żołądka.

Interakcje z innymi lekami nie są znane.

Interesujące fakty

Opary amoniaku mogą zmieniać kolor kwiatów. Na przykład niebieskie i niebieskie płatki zmieniają kolor na zielony, jaskrawoczerwone płatki stają się czarne.