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| Ammoniakheizung. Physikalische und chemische Eigenschaften von Ammoniak |
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Farbloses Gas mit stechendem Geruch, Schmelzpunkt 80°
C, Siedepunkt 36° C, löslich in Wasser, Alkohol und einer Reihe anderer organischer Lösungsmittel. Hergestellt aus Stickstoff und Wasserstoff. In der Natur entsteht es bei der Zersetzung stickstoffhaltiger organischer Verbindungen.
Der stechende Geruch von Ammoniak ist dem Menschen seit prähistorischen Zeiten bekannt, da dieses Gas in erheblichen Mengen bei der Verrottung, Zersetzung und Trockendestillation von stickstoffhaltigen organischen Verbindungen wie Harnstoff oder Proteinen entsteht. Es ist möglich, dass auf Frühstadien Während der Entwicklung der Erde befand sich in ihrer Atmosphäre ziemlich viel Ammoniak. Allerdings sind auch heute noch geringe Mengen dieses Gases in der Luft und im Regenwasser zu finden, da es beim Abbau tierischer und pflanzlicher Proteine kontinuierlich entsteht. Auf einigen Planeten Sonnensystem Die Situation ist anders: Astronomen glauben, dass ein erheblicher Teil der Massen von Jupiter und Saturn aus festem Ammoniak besteht. Ammoniak wurde erstmals in gewonnen reine Form 1774 von einem englischen Chemiker Joseph Priestley. Er erhitzte Ammoniak (Ammoniumchlorid) mit gelöschtem Kalk (Kalziumhydroxid). 2NH-Reaktion 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 wird immer noch in Laboratorien verwendet, wenn kleine Mengen dieses Gases benötigt werden; Eine weitere praktische Möglichkeit, Ammoniak durch Hydrolyse von Magnesiumnitrid zu erhalten: Mg 3 N 2 + 6H 2 O ® 2NH 3 + 3Mg(OH) 2 . Priestley sammelte das freigesetzte Ammoniak über Quecksilber. Er nannte sie „alkalische Luft“, weil die wässrige Ammoniaklösung alle Eigenschaften eines Alkalis aufwies. Im Jahr 1784 zerlegte der französische Chemiker Claude Louis Berthollet Ammoniak mithilfe einer elektrischen Entladung in seine Elemente und stellte so die Zusammensetzung dieses Gases fest, das 1787 den offiziellen Namen „Ammoniak“ erhielt Lateinischer Name Ammoniak, Salmiak; Dieses Salz wurde in der Nähe des Tempels des Gottes Amun in Ägypten gewonnen. Dieser Name ist in den meisten westeuropäischen Sprachen noch erhalten (deutsch Ammoniak, englisch ammoniak, französisch ammoniaque); Der von uns verwendete Kurzname „Ammoniak“ wurde 1801 vom russischen Chemiker Jakow Dmitrijewitsch Sacharow eingeführt, der als Erster das System der russischen chemischen Nomenklatur entwickelte.Diese Geschichte hat jedoch zweifellos eine Hintergrundgeschichte. Also hundert Jahre vor Priestley, seinem Landsmann Robert BoyleIch sah zu, wie ein Stock rauchte, in Salzsäure getränkt und unter einen Strahl riechender Gase gelegt wurde, die beim Verbrennen von Mist entstehen. Bei der Reaktion NH 3 + HCl ® NH 4 Cl-„Rauch“ entsteht durch winzige Ammoniumchloridpartikel, die den Auslöser für die Entwicklung waren unterhaltsames Erlebnis, wodurch das Sprichwort „Es gibt keinen Rauch ohne Feuer“ „widerlegt“ wird. Doch Boyle war kaum der erste Forscher, der Ammoniak erforschte, das noch nicht entdeckt worden war. Schließlich wurde es schon früher gewonnen, und fast seit der Antike wurde eine wässrige Lösung von Ammoniak und Ammoniak als spezielles Alkali bei der Verarbeitung und dem Färben von Wolle verwendet.Zu Beginn des 19. Jahrhunderts. Ammoniakwasser wurde bereits in erheblichen Mengen aus Kohle als Nebenprodukt bei der Herstellung von Leuchtgas gewonnen. Aber woher kommt Ammoniak in der Kohle? Es ist nicht vorhanden, aber Kohle enthält erhebliche Mengen komplexer organischer Verbindungen, zu denen unter anderem Stickstoff und Wasserstoff gehören. Diese Elemente bilden bei starker Erhitzung (Pyrolyse) von Kohle Ammoniak. Im 19. Jahrhundert in Gasfabriken werden bei Erhitzung ohne Luftzugang bis zu 700 kg Koks und über 200 kg (300 m³) produziert 3 ) gasförmige Pyrolyseprodukte. Die heißen Gase wurden abgekühlt und dann durch Wasser geleitet, wodurch etwa 50 kg Steinkohlenteer und 40 kg Ammoniakwasser entstanden.Das so gewonnene Ammoniak reichte jedoch offensichtlich nicht aus, weshalb chemische Methoden zu seiner Synthese entwickelt wurden, beispielsweise aus Calciumcyanamid: CaCN 2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 oder aus Natriumcyanid: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Diese Methoden gelten seit langem als erfolgversprechend, da die Ausgangsstoffe aus verfügbaren Rohstoffen gewonnen wurden.Im Jahr 1901 meldete der französische Chemiker Henri Le Chatelier ein Patent für ein Verfahren zur Herstellung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff in Gegenwart eines Katalysators an. Allerdings vorher Industrielle Nutzung Dieser Prozess war noch in weiter Ferne: Erst 1913 nahm die erste industrielle Anlage zur Ammoniaksynthese ihren Betrieb auf ( cm. GABER, FRITZ). Derzeit wird Ammoniak aus Elementen an einem Eisenkatalysator mit Zusätzen bei einer Temperatur von 420500 synthetisiert° C und einem Druck von etwa 300 atm (in einigen Fabriken kann der Druck 1000 atm erreichen).Ammoniak ist ein farbloses Gas, das sich beim Abkühlen auf 33,3 leicht verflüssigt ° C oder bei Raumtemperatur durch Erhöhen des Drucks auf etwa 10 atm. Ammoniak gefriert, wenn es auf 77,7 abgekühlt wird° C. NH 3-Molekül hat die Form einer dreiflächigen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Allerdings ist das NH-Molekül anders als eine beispielsweise aus Papier zusammengeklebte Pyramide 3 lässt sich leicht „von innen nach außen“ drehen, wie ein Regenschirm, und führt diese Transformation bei Raumtemperatur mit einer enormen Frequenz durch – fast 24 Milliarden Mal pro Sekunde! Dieser Vorgang wird Inversion genannt; Seine Existenz wird dadurch belegt, dass beim Austausch zweier Wasserstoffatome, beispielsweise durch Methyl- und Ethylgruppen, nur ein Isomer von Methylethylamin entsteht. Gäbe es keine Inversion, gäbe es zwei räumliche Isomere dieses Stoffes, die sich als Objekt und als Spiegelbild voneinander unterscheiden würden. Mit zunehmender Größe der Substituenten verlangsamt sich die Inversion, bei „harten“ sperrigen Substituenten wird sie unmöglich, und dann können optische Isomere existieren; Die Rolle des vierten Substituenten übernimmt das freie Elektronenpaar am Stickstoffatom. Erstmals wurde ein solches Ammoniakderivat 1944 vom Schweizer Chemiker Vladimir Prelog synthetisiert. Zwischen Ammoniakmolekülen bestehen Wasserstoffbrückenbindungen. Obwohl sie nicht so stark sind wie die zwischen Wassermolekülen, fördern diese Bindungen eine starke Anziehung zwischen den Molekülen. Deshalb physikalische Eigenschaften Ammoniak sind im Vergleich zu den Eigenschaften anderer Hydride von Elementen derselben Untergruppe (PH) weitgehend anomal 3, SbH 3, AsH 3 ). Somit hat das nächste Analogon von Ammoniak den pH-Wert von Phosphin 3 Siedepunkt ist 87,4° C und Schmelzpunkt 133,8° C, obwohl das Molekül PH 3 doppelt so schwer wie ein NH-Molekül 3 . In festem Ammoniak ist jedes Stickstoffatom über drei kovalente Bindungen und drei Wasserstoffbrücken an sechs Wasserstoffatome gebunden. Beim Schmelzen von Ammoniak werden nur 26 % aller Wasserstoffbrückenbindungen aufgebrochen, weitere 7 % werden aufgebrochen, wenn die Flüssigkeit bis zum Siedepunkt erhitzt wird. Und erst oberhalb dieser Temperatur verschwinden fast alle verbliebenen Bindungen zwischen den Molekülen.Ammoniak zeichnet sich unter anderem durch seine enorme Wasserlöslichkeit aus: Unter normalen Bedingungen kann 1 ml Wasser mehr als einen Liter Ammoniakgas (genauer gesagt 1170 ml) aufnehmen und so eine 42,8-prozentige Lösung bilden. Wenn wir das Verhältnis NH berechnen 3 und H 2 O in einer unter normalen Bedingungen gesättigten Lösung ergibt sich, dass auf ein Molekül Wasser ein Molekül Ammoniak kommt. Wenn eine solche Lösung stark abgekühlt wird (auf etwa 80° C) Es bilden sich Kristalle aus Ammoniakhydrat NH 3 H 2 O Es ist auch ein Hydrat mit der Zusammensetzung 2NH bekannt 3 H 2 O. Wässrige Lösungen von Ammoniak haben unter allen Alkalien eine einzigartige Eigenschaft: Ihre Dichte nimmt mit zunehmender Lösungskonzentration ab (ab 0,99 g/cm). 3 für eine 1%ige Lösung bis zu 0,73 g/cm 3 für 70 %). Gleichzeitig lässt sich Ammoniak ganz einfach wieder austreiben wässrige Lösung: Bei Raumtemperatur beträgt der Dampfdruck über einer 25 %igen Lösung zwei Drittel des Atmosphärendrucks, über einer 4 %igen Lösung 26 mm Hg. (3500 Pa) und selbst über einer sehr verdünnten 0,4 %igen Lösung sind es immer noch 3 mmHg. (400 Pa). Es ist nicht verwunderlich, dass selbst schwache wässrige Ammoniaklösungen einen deutlichen „Ammoniakgeruch“ haben und bei Lagerung in einem locker verschlossenen Behälter recht schnell „ausbleichen“. Durch kurzes Kochen kann Ammoniak vollständig aus dem Wasser entfernt werden.Ein schönes Demonstrationsexperiment basiert auf der hohen Löslichkeit von Ammoniak in Wasser. Wenn ein paar Tropfen Wasser durch ein schmales Rohr, das den Kolben mit einem Gefäß mit Wasser verbindet, in einen umgedrehten Kolben mit Ammoniak eingeleitet werden, löst sich das Gas darin schnell auf, der Druck sinkt und unter dem Einfluss atmosphärischer Druck Wasser aus einem Gefäß mit einem darin gelösten Indikator (Phenolphthalein) strömt mit Gewalt in den Kolben. Dort verfärbt es sich durch die Bildung einer alkalischen Lösung sofort purpurrot. Ammoniak ist chemisch sehr aktiv und interagiert mit vielen Substanzen. In reinem Sauerstoff verbrennt es mit hellgelber Flamme und wandelt sich dabei hauptsächlich in Stickstoff und Wasser um. Gemische aus Ammoniak und Luft mit einem Gehalt von 15 bis 28 % sind explosionsgefährlich. In Gegenwart von Katalysatoren entstehen bei der Reaktion mit Sauerstoff Stickoxide. Wenn Ammoniak in Wasser gelöst wird, bildet es eine alkalische Lösung, manchmal auch Ammoniumhydroxid genannt. Allerdings ist dieser Name nicht ganz korrekt, da NH-Hydrat zunächst in der Lösung entsteht 3 H 2 O, das dann teilweise in NH-Ionen zerfällt 4 + und OH . Bedingt NH 4 OH zählen schwaches Fundament Bei der Berechnung seines Dissoziationsgrads wird davon ausgegangen, dass das gesamte gelöste Ammoniak in Form von NH vorliegt 4 OH und nicht als Hydrat.Ammoniak bildet dank eines einsamen Elektronenpaares mit Metallionen eine Vielzahl komplexer Verbindungen, die sogenannten Amminkomplexe oder Ammoniakverbindungen. Im Gegensatz zu organischen Aminen sind in diesen Komplexen immer drei Wasserstoffatome mit dem Stickstoffatom verbunden. Wie beim Wasser geht die Komplexierung mit Ammoniak häufig mit einer Farbveränderung der Substanz einher. So ergibt weißes Kupfersulfatpulver, wenn es in Wasser gelöst wird, durch die Bildung eines Aquakomplexes 2+ eine blaue Kupfersulfatlösung . Und wenn Ammoniak hinzugefügt wird, nimmt diese Lösung eine intensive blauviolette Farbe an, die zum 2+-Ammino-Komplex gehört . Ebenso hat wasserfreies Nickel(II)-chlorid eine goldgelbe Farbe, kristallines Cl 2 -Hydrat grün und Ammoniak Cl 2 hellblau. Viele Aminokomplexe sind recht stabil und können im festen Zustand erhalten werden. Es wurde ein fester Komplex aus Ammoniak und Silberchlorid verwendetMichael Faradayzur Verflüssigung von Ammoniak. Faraday erhitzte das komplexe Salz in einer Biegung eines verschlossenen Glasrohrs, und in der anderen Biegung wurde in einer Kühlmischung flüssiges Ammoniak unter Druck gesammelt. Der Ammoniakkomplex von Ammoniumthiocyanat (Rodanid) hat ungewöhnliche Eigenschaften. Wenn trockenes Salz NH 4
NCS auf 0 abgekühlt°
C, in einer Ammoniakatmosphäre platziert, schmilzt das Salz und verwandelt sich in eine Flüssigkeit, die 45 Gew.-% Ammoniak enthält. Diese Flüssigkeit kann in einer Flasche mit Schliffstopfen aufbewahrt und als eine Art „Lager“ für Ammoniak genutzt werden. Starke Wasserstoffbrückenbindungen führen zu einer (im Vergleich zu anderen Gasen) relativ hohen Verdampfungswärme von Ammoniak von 23,3 kJ/mol. Das ist viermal mehr als die Verdampfungswärme von flüssigem Stickstoff und 280-mal mehr als die von flüssigem Helium. Daher ist es im Allgemeinen unmöglich, flüssiges Helium in ein normales Glas zu gießen; es verdunstet sofort. Es ist möglich, ein solches Experiment mit flüssigem Stickstoff durchzuführen, aber ein erheblicher Teil davon verdunstet, wodurch das Gefäß abgekühlt wird, und auch die verbleibende Flüssigkeit verdampft recht schnell. Deshalb normalerweise verflüssigte Gase in Laboren werden sie in speziellen Dewar-Gefäßen mit Doppelwänden gelagert, zwischen denen ein Vakuum herrscht. Flüssiges Ammoniak kann im Gegensatz zu anderen Flüssiggasen in gewöhnlichen Chemikalienbehältern, Gläsern und Kolben aufbewahrt werden und verdunstet nicht zu schnell. Wenn man es in ein Dewar-Gefäß gießt, bleibt es dort sehr lange haltbar. Und noch eine praktische Eigenschaft von flüssigem Ammoniak: Bei Raumtemperatur ist der Dampfdruck darüber relativ niedrig, daher kann man bei Langzeitexperimenten damit in verschlossenen Glasampullen arbeiten, die diesem Druck problemlos standhalten (an Der Versuch, ein ähnliches Experiment mit flüssigem Stickstoff oder Sauerstoff durchzuführen, würde unweigerlich zu einer Explosion führen. Die hohe Verdampfungswärme von flüssigem Ammoniak ermöglicht die Verwendung dieses Stoffes als Kältemittel in verschiedenen Kühlaggregaten; Wenn flüssiges Ammoniak verdampft, kühlt es stark ab. Früher enthielten Haushaltskühlschränke auch Ammoniak (heute hauptsächlich Freone). Lagern Sie flüssiges Ammoniak in verschlossenen Behältern. Äußerlich sieht flüssiges Ammoniak wie Wasser aus. Die Ähnlichkeiten hören hier nicht auf. Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser ein hervorragendes Lösungsmittel für sowohl ionische als auch unpolare anorganische und organische Verbindungen. Darin lösen sich leicht viele Salze, die wie in wässrigen Lösungen in Ionen zerfallen. Allerdings verlaufen chemische Reaktionen in flüssigem Ammoniak oft völlig anders als in Wasser. Dies liegt zum einen daran, dass die Löslichkeit derselben Stoffe in Wasser und flüssigem Ammoniak stark variieren kann, wie aus der folgenden Tabelle ersichtlich ist, die die Löslichkeit (in Gramm pro 100 g Lösungsmittel) einiger Stoffe zeigt Salze in Wasser und flüssigem Ammoniak bei 20 Von den Lösungen verschiedener Stoffe in flüssigem Ammoniak sind Lösungen von Alkalimetallen zweifellos die interessantesten. Solche Lösungen sind seit mehr als hundert Jahren für Wissenschaftler von großem Interesse. Lösungen von Natrium und Kalium in flüssigem Ammoniak wurden erstmals 1864 erhalten. Einige Jahre später wurde entdeckt, dass, wenn man Ammoniak ruhig verdampfen lässt, reines Metall im Niederschlag zurückbleibt, wie es bei einer Salzlösung in Wasser der Fall ist. Diese Analogie trifft jedoch nicht zu Die Eigenschaften von Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak hängen stark von der Konzentration ab. In verdünnten Lösungen gibt es Metallkationen und anstelle von Anionen Elektronen, die sich jedoch nicht frei bewegen können, da sie an Ammoniakmoleküle gebunden sind. Es sind diese gebundenen (solvatisierten) Elektronen, die verdünnten Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak eine schöne blaue Farbe verleihen. Elektrischer Strom Solche Lösungen funktionieren schlecht. Aber mit zunehmender Konzentration des gelösten Metalls, wenn Elektronen die Fähigkeit erlangen, sich in der Lösung zu bewegen, steigt die elektrische Leitfähigkeit extrem stark an – manchmal um das Billionenfache, und nähert sich der elektrischen Leitfähigkeit reiner Metalle! Auch in anderen physikalischen Eigenschaften unterscheiden sich verdünnte und konzentrierte Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak stark. Daher werden Lösungen mit einer Konzentration von mehr als 3 mol/l manchmal als flüssige Metalle bezeichnet: Sie haben einen ausgeprägten metallischen Glanz mit einer goldbronzefarbenen Tönung. Manchmal ist es sogar schwer zu glauben, dass es sich um Lösungen derselben Substanz in demselben Lösungsmittel handelt. Und hier hält Lithium eine Art Rekord: Seine konzentrierte Lösung in flüssigem Ammoniak ist das am besten schmelzbare „Metall“, das erst bei 183 gefriert Wie viel Metall kann flüssiges Ammoniak lösen? Es hängt hauptsächlich von der Temperatur ab. Am Siedepunkt enthält die gesättigte Lösung etwa 15 % (Mol) Alkalimetall. Mit steigender Temperatur steigt die Löslichkeit schnell an und wird bei der Schmelztemperatur des Metalls unendlich groß. Dies bedeutet, dass das geschmolzene Alkalimetall (z. B. Cäsium) bereits bei 28,3 liegt Ein weiterer sehr interessante Tatsache: Verdünnte und konzentrierte Lösungen von Alkalimetallen in flüssigem Ammoniak vermischen sich nicht miteinander. Dies ist ein seltenes Phänomen bei wässrigen Lösungen. Wenn zum Beispiel 4 g Natrium zu 100 g flüssigem Ammoniak bei einer Temperatur von 43 °C gegeben werden Bezogen auf die Produktionsmengen nimmt Ammoniak einen der ersten Plätze ein; Jährlich werden weltweit etwa 100 Millionen Tonnen dieser Verbindung produziert. Ammoniak ist in flüssiger Form oder als wässrige Lösung von Ammoniakwasser erhältlich, das üblicherweise 25 % NH enthält Ammoniak wird auch zur Herstellung synthetischer Fasern wie Nylon und Nylon verwendet. In der Leichtindustrie wird es zum Reinigen und Färben von Baumwolle, Wolle und Seide verwendet. In der petrochemischen Industrie wird Ammoniak zur Neutralisierung saurer Abfälle verwendet, und in der Naturkautschukindustrie hilft Ammoniak dabei, Latex auf seinem Weg von der Plantage zur Fabrik zu konservieren. Ammoniak wird nach diesem Verfahren auch bei der Herstellung von Soda verwendet In der täglichen Praxis verwenden Ärzte wässrige Lösungen von Ammoniak (Ammoniak): Ein in Ammoniak getauchtes Wattestäbchen holt einen Menschen aus der Ohnmacht. Ammoniak ist in dieser Dosis für den Menschen ungefährlich. Dieses Gas ist jedoch giftig. Glücklicherweise kann der Mensch bereits Ammoniak in der Luft riechen. Ammoniak (NH 3) ist einer der am häufigsten in Industrie und Gewerbe eingesetzten Industriechemikalien. Ammoniak, warum braucht unser Körper es? Es stellt sich heraus, dass es in allen Organen und Geweben ständig gebildet wird und in vielen ein lebenswichtiger Stoff ist biologische Prozesse, dient als Vorstufe für die Bildung von Aminosäuren und die Nukleotidsynthese. In der Natur entsteht Ammoniak bei der Zersetzung stickstoffhaltiger organischer Verbindungen.
Etwa 80 % des Ammoniaks werden zur Herstellung von Industrieprodukten verwendet. Ammoniak wird verwendet Landwirtschaft als Dünger. Vorhanden in Kühleinheiten zur Reinigung wässriger Zusammensetzungen. Wird bei der Herstellung von Kunststoffen, Sprengstoffen, Textilien, Pestiziden, Farbstoffen und anderen Chemikalien verwendet. In vielen Haushalts- und Industriereinigungslösungen enthalten. Haushaltsprodukte Ammoniakhaltige Lösungen werden unter Zusatz von 5-10 % Ammoniak hergestellt; die Ammoniakkonzentration in Industrielösungen ist höher – 25 %, was sie ätzender macht. Die meisten Menschen kommen mit Ammoniak in Kontakt es wie Gas einatmen
oder Verdunstung. Da Ammoniak in der Natur vorkommt und in Reinigungsmitteln enthalten ist, können diese eine Quelle dafür sein. Der weit verbreitete Einsatz von Ammoniak in landwirtschaftlichen und industriellen Gebieten führt auch dazu, dass es bei unbeabsichtigten Freisetzungen oder vorsätzlichen Terroranschlägen zu erhöhten Konzentrationen in der Luft kommen kann. Wasserfreies Ammoniakgas ist leichter als Luft und steigt daher in die Höhe, sodass es sich im Allgemeinen verflüchtigt und sich nicht in tiefer gelegenen Bereichen ansammelt. Allerdings bildet verflüssigtes wasserfreies Ammoniak in Gegenwart von Feuchtigkeit (hohe relative Luftfeuchtigkeit) Dampf, der schwerer als Luft ist. Diese Dämpfe können über die Erdoberfläche oder über Tiefland getragen werden.
Ammoniak beginnt sofort nach Kontakt mit Feuchtigkeit auf der Oberfläche von Haut, Augen, Mund, Atemwegen und teilweise auch Schleimhäuten zu reagieren und bildet ein stark ätzendes Mittel Ammoniumhydroxid
. Ammoniumhydroxid verursacht Gewebenekrose führt aufgrund der Zerstörung der Zellmembranen zur Zellzerstörung. Sobald das Protein und die Zellen abgebaut sind, wird durch eine Entzündungsreaktion Wasser entzogen, was zu weiteren Schäden führt. Atem. Der Ammoniakgeruch in der Nase ist irritierend und stechend. Der Kontakt mit hohen Ammoniakkonzentrationen in der Luft führt zu einem brennenden Gefühl in Nase, Rachen und Atemwegen. Dies kann zu bronchiolären und alveolären Ödemen sowie zu Atemwegsschäden infolge Atemversagens führen. Das Einatmen geringer Konzentrationen kann zu Husten und Reizungen der Nase und des Rachens führen. Der Geruch von Ammoniak ist ein ziemlich frühes Warnsignal für seine Anwesenheit, aber Ammoniak führt auch zu einer Schwächung des Geruchssinns, was die Fähigkeit verringert, es in der Luft bei geringen Konzentrationen wahrzunehmen. Kinder, die der gleichen Menge Ammoniak ausgesetzt sind wie Erwachsene, erhalten eine größere Dosis, da die Oberfläche ihrer Lunge im Verhältnis zu ihrem Körper viel größer ist. Darüber hinaus sind sie aufgrund ihrer Kleinwüchsigkeit möglicherweise stärker Ammoniak ausgesetzt – sie befinden sich näher am Boden, wo die Konzentration der Dämpfe höher ist. Kontakt mit Haut oder Augen. Der Kontakt mit geringen Ammoniakkonzentrationen in der Luft oder in Flüssigkeiten kann zu einer schnellen Reizung der Augen oder der Haut führen. Höhere Ammoniakkonzentrationen können zu schweren Verletzungen führen Verbrennungen
. Der Kontakt mit konzentrierten Ammoniakflüssigkeiten, wie z. B. industriellen Reinigungsmitteln, kann zu Schäden führen Korrosionsschäden, einschließlich Hautverbrennungen, Augenschäden oder Blindheit
. Der höchste Grad einer Augenschädigung ist möglicherweise erst eine Woche nach der Exposition sichtbar. Auch der Kontakt mit verflüssigtem Ammoniak kann zu Vergiftungen führen Erfrierung
. Verzehr mit Lebensmitteln. Die Aufnahme hoher Ammoniakkonzentrationen durch das Verschlucken einer Ammoniaklösung kann zu Schäden an Mund, Rachen und Magen führen. AMMONIAK, NH 3 Molgewicht 17,03. Bei Raumtemperatur ein farbloses Gas, das die Schleimhäute reizt. Ammoniak kondensiert leicht zu einer Flüssigkeit, die bei -33°,4 siedet und bei -77°,3 kristallisiert. Reines trockenes Ammoniak ist eine schwache Säure, was sich aus der Möglichkeit des Austauschs von Wasserstoff durch Natrium und der Bildung von Natriumamid NH 2 Na beim Erhitzen von Na in einem Ammoniakstrom ergibt. Ammoniak fügt jedoch äußerst leicht Wasser hinzu und bildet das Alkali NH 4 OH, ätzendes Ammonium; eine Lösung von Ammoniumhydroxid in Wasser genannt Ammoniak
. Vorhandensein von Ammoniak, das aufgrund der Zersetzung aus Ammoniumhydroxid austritt NH 4
OH
NH3+
HOH
öffnet sich, wenn das Lackmuspapier blau wird. Ammoniak verbindet sich leicht mit Säuren und bildet NH 4 -Salze, zum Beispiel NH 3 + HCl = NH 4 Cl, was sich bemerkbar macht, wenn Ammoniakdämpfe (aus Ammoniak) und HCl-Dämpfe in der Luft aufeinandertreffen: sofort entsteht eine weiße Ammoniakwolke NH 4 Cl Formen. Ammoniak wird üblicherweise in Form von Ammoniak (D = 0,91, ca. 25 % NH 3) und dem sogenannten. " eiskaltes Ammoniak"(D= 0,882, mit 35 % NH 3). Die Stärke von Ammoniak lässt sich am einfachsten anhand seiner Dichte bestimmen, deren Werte in der folgenden Tabelle aufgeführt sind: Der Dampfdruck wässriger Ammoniaklösungen setzt sich aus den in der Tabelle angegebenen Partialelastizitäten von Ammoniak und Wasser zusammen: Es ist klar, dass der Dampfdruck von Ammoniak als Substanz, die bei einer Temperatur deutlich unter dem Siedepunkt von Wasser siedet, >> dem Partialdampfdruck von Wasser gegenüber Ammoniak entspricht. Die Löslichkeit von NH 3 in Wasser ist sehr hoch. Ammoniak verursacht eine Reizung der Exterozeptoren der Haut und die Freisetzung biologisch aktiver Substanzen wie Histamin, Kinine und Prostaglandine. Im Rückenmark fördert Ammoniak die Freisetzung schmerzstillender Peptide (Enkephaline und Endorphine), die den Fluss von Schmerzimpulsen aus dem pathologischen Fokus blockieren. Beim Einatmen wirkt Ammoniak auf Rezeptoren in den oberen Atemwegen (das sind die Enden des Trigeminusnervs) und erregt reflexartig das Atemzentrum. In hohen Konzentrationen ist Ammoniak in der Lage, die Proteine der mikrobiellen Zelle locker zu koagulieren. Ammoniak wird bei jeder Verabreichungsmethode schnell aus dem Körper ausgeschieden, hauptsächlich über die Bronchialdrüsen und die Lunge. Beeinflusst reflexartig den Gefäßtonus und die Herzfunktion. An der Applikationsstelle erweitert Ammoniak die Blutgefäße, verbessert die Regeneration und den Gewebetrophismus sowie den Abfluss von Metaboliten. Es hat die gleiche Wirkung durch kutan-viszerale Reflexe (ohne Beteiligung des Gehirns) in segmental lokalisierten Muskeln und inneren Organen und trägt zur Wiederherstellung von Funktionen und beschädigten Strukturen bei. Ammoniak unterdrückt den dominanten Erregungsschwerpunkt, was den pathologischen Prozess unterstützt, Schmerzen, Muskelverspannungen und Gefäßkrämpfe lindert. Bei längerem Kontakt mit der Haut und den Schleimhäuten kann sich die reizende Wirkung von Ammoniak in eine ätzende Wirkung (Koagulation von Proteinen wird verursacht) mit dem Auftreten von Schwellungen, Hyperämie und Schmerzen verwandeln. Die Einnahme von Ammoniak in kleinen Dosen erhöht die Sekretion der Drüsen, stimuliert reflexartig das Brechzentrum und löst dementsprechend Erbrechen aus. Ammoniak aktiviert das Flimmerepithel im Atemtrakt. Einatmen: Ohnmacht (verursacht Atembeschwerden); oral: zur Anregung des Erbrechens und als schleimlösend; äußerlich - Myositis, Neuralgie, Behandlung der Hände des Chirurgen, Insektenstiche. Ammoniak wird topisch, oral oder in Form einer 10 %igen wässrigen Lösung (Ammoniak) inhaliert. Um die Atmung anzuregen und den Patienten aus Ohnmachtszuständen zu befreien, führen Sie vorsichtig ein kleines Stück Gaze oder Watte, die mit Ammoniak befeuchtet ist, an die Nasenöffnungen des Patienten (für 0,5–1 Sekunde) oder verwenden Sie eine Ampulle mit Zopf. Innerlich nur in verdünnter Form anwenden – 5-10 Tropfen pro 100 ml Wasser, um Erbrechen auszulösen. Bei Insektenstichen – in Form von Lotionen; bei Neuralgie und Myositis - Einreiben mit Ammoniak-Liniment. In der chirurgischen Praxis verdünnen Sie 25 ml in 5 Liter warmem, kochendem Wasser und waschen Sie Ihre Hände. Überempfindlichkeit gegen Ammoniak; Zur äußerlichen Anwendung auch bei Hauterkrankungen (Dermatitis, Ekzeme, Neurodermatose, Pyodermie und andere). Verwenden Sie Ammoniak während der Schwangerschaft, Stillzeit und im Kindesalter (unter 12 Jahren) mit Vorsicht. Verwenden Sie Ammoniak während der Schwangerschaft und Stillzeit mit Vorsicht. Verbrennungen der Haut und Schleimhäute; reflektorischer Atemstillstand (bei Einatmen hoher Konzentrationen). Ammoniak neutralisiert Säuren. Eine Überdosis Ammoniak im Inneren verursacht Bauchschmerzen, Erbrechen mit Ammoniakgeruch, Durchfall, Tenesmus (Drang, ohne Ammoniak Stuhlgang zu machen), Unruhe, Krämpfe und möglicherweise den Tod; Einatmen – laufende Nase, Husten, Kehlkopfschwellung, Atemstillstand, möglicher Tod; Bei äußerlicher Anwendung in hohen Dosierungen kommt es zu Verbrennungen. Wenn solche Symptome auftreten, ist es notwendig, einen Arzt zu rufen und zur Behandlung dringend ins Krankenhaus eingeliefert zu werden. Wasserstoffnitrid mit der Formel NH 3 wird Ammoniak genannt. Es ist ein leichtes (leichter als Luft) Gas mit einem stechenden Geruch. Die Struktur eines Moleküls bestimmt die physikalische und chemische Eigenschaften Ammoniak. Das Ammoniakmolekül besteht aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen. Die Bindungen zwischen Wasserstoff- und Stickstoffatomen sind kovalent. Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide. Im 2p-Orbital des Stickstoffs befinden sich drei freie Elektronen. Drei Wasserstoffatome gehen mit ihnen eine Hybridisierung ein und bilden den sp 3 -Hybridisierungstyp. Reis. 1. Die Struktur des Ammoniakmoleküls. Wird ein Wasserstoffatom durch einen Kohlenwasserstoffrest (C n H m) ersetzt, entsteht eine neue organische Substanz – ein Amin. Es kann nicht nur ein Wasserstoffatom ersetzt werden, sondern alle drei. Abhängig von der Anzahl der substituierten Atome werden drei Arten von Aminen unterschieden: C 2 H 4 , C 6 H 4 , (C 2 H 4) 2 und andere Stoffe mit mehreren Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen können sich dem Ammoniakmolekül anschließen. Reis. 2. Bildung von Aminen. Ammoniak und Amine verfügen über ein freies Stickstoffelektronenpaar, daher sind die Eigenschaften der beiden Stoffe ähnlich. Grundlegende physikalische Eigenschaften von Ammoniak: Ammoniak verflüssigt sich bei -33 °C und wird bei -78 °C fest. Die konzentrierte Lösung enthält 25 % Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm 3 . Flüssiges Ammoniak löst anorganische und organische Stoffe, leitet jedoch keinen elektrischen Strom. In der Natur wird bei der Verrottung und Zersetzung Ammoniak freigesetzt organische Substanz Stickstoff enthaltend (Proteine, Harnstoff). Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Ammoniak beträgt -3, Wasserstoff - +1. Bei der Bildung von Ammoniak oxidiert Wasserstoff Stickstoff und entzieht ihm drei Elektronen. Aufgrund des verbleibenden Stickstoffelektronenpaars und der leichten Trennung von Wasserstoffatomen ist Ammoniak eine aktive Verbindung, die mit einfachen und komplexen Substanzen reagiert. Die wichtigsten chemischen Eigenschaften sind in der Tabelle beschrieben. Interaktion Reaktionsprodukte Gleichung Mit Sauerstoff Verbrennt unter Bildung von Stickstoff oder reagiert mit Sauerstoff in Gegenwart eines Katalysators (Platin) unter Bildung von Stickoxid 4NH 3 +3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O Mit Halogenen Stickstoff, Säure 2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr Ammoniumhydroxid oder Ammoniak NH 3 + H 2 O → NH 4 OH Mit Säuren Ammoniumsalze NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 Ersetzt Metall und bildet neues Salz 2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu Mit Metalloxiden Reduziert Metall, es entsteht Stickstoff 2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O Durchschnittsbewertung: 4.3. 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