Ammóniás fűtés. Az ammónia fizikai és kémiai tulajdonságai

A webhely szakaszai

A szerkesztő választása:

Hirdető

Oldalak - Elektromos mérőórák

színtelen, szúrós szagú gáz, olvadáspontja 80° C, forráspont 36° C, vízben, alkoholban és számos más szerves oldószerben oldódik. Nitrogénből és hidrogénből szintetizálva. A természetben nitrogéntartalmú szerves vegyületek bomlása során keletkezik. Az ammónia szúrós szagát a történelem előtti idők óta ismeri az ember, hiszen ez a gáz jelentős mennyiségben képződik nitrogéntartalmú szerves vegyületek, például karbamid vagy fehérjék rothadása, bomlása és száraz desztillációja során. Lehetséges, hogy be korai szakaszaiban A Föld evolúciója során meglehetősen sok ammónia volt a légkörben. A levegőben és az esővízben azonban még most is apró mennyiségben megtalálható ez a gáz, hiszen az állati és növényi fehérjék lebomlása során folyamatosan képződik. Egyes bolygókon naprendszer a helyzet más: a csillagászok úgy vélik, hogy a Jupiter és a Szaturnusz tömegének jelentős része szilárd ammónia.

Az ammóniát először ben szerezték be tiszta forma 1774-ben egy angol vegyész

Joseph Priestley. Az ammóniát (ammónium-klorid) oltott mésszel (kalcium-hidroxid) hevítette. 2NH reakció 4 Cl + Ca(OH) 2 ® NH 3 + CaCl 2 még mindig használják a laboratóriumokban, ha kis mennyiségű gázra van szükség; A magnézium-nitrid ammónia-hidrolízisének másik kényelmes módja: Mg 3N2 + 6H2O® 2NH3 + 3Mg(OH)2. Priestley a felszabaduló ammóniát higany fölött gyűjtötte össze. „Lúgos levegőnek” nevezte, mert a vizes ammóniaoldat a lúg összes tulajdonságával rendelkezik. 1784-ben a francia kémikus, Claude Louis Berthollet elektromos kisülés segítségével elemeire bontotta az ammóniát, és így állapította meg ennek a gáznak az összetételét, amely 1787-ben a hivatalos „ammónia” nevet kapta. Latin név ammónia sal ammónia; Ezt a sót Amun isten temploma közelében szerezték Egyiptomban. Ezt a nevet a legtöbb nyugat-európai nyelven még őrzik (német ammónia, angol ammónia, francia ammónia); Az általunk használt rövidített „ammónia” nevet 1801-ben Yakov Dmitrievich Zakharov orosz kémikus vezette be, aki először fejlesztette ki az orosz kémiai nómenklatúra rendszerét.

Ennek a történetnek azonban kétségtelenül van háttere. Így száz évvel Priestley, honfitársa előtt

Robert BoyleNéztem egy pálcikafüstöt, amelyet sósavba áztattak, és a trágyaégetés során keletkezett szagú gázáram alá helyeztek. A reakcióban NH 3 + HCl® NH4 A Cl „füstjét” az ammónium-klorid apró részecskéi hozzák létre, ami a kifejlődést eredményezte. szórakoztató élmény, „cáfolva” a „nincs füst tűz nélkül” mondást. De aligha Boyle volt az első olyan ammóniakutató, amelyet még nem fedeztek fel. Hiszen korábban is szerezték be, és szinte ősidők óta használták az ammónia és ammónia vizes oldatát, mint speciális lúgot a gyapjúfeldolgozás és -festés során.

A 19. század elejére. A gyújtógáz gyártás során melléktermékként már jelentős mennyiségben ammóniás vizet nyertek szénből. De honnan származik az ammónia a szénben? Nincs ott, de a szén észrevehető mennyiségű összetett szerves vegyületet tartalmaz, amelyek többek között nitrogént és hidrogént tartalmaznak. Ezek az elemek ammóniát képeznek a szén erős hevítése (pirolízise) során. A 19. században gázüzemekben levegő hozzáférés nélkül fűtve 700 kg kokszig és 200 kg felett (300 m)

3 ) gáznemű pirolízistermékek. A forró gázokat lehűtjük, majd vízen engedjük át, így körülbelül 50 kg kőszénkátrány és 40 kg ammóniavíz keletkezik.

Az így nyert ammónia azonban nyilvánvalóan nem volt elegendő, ezért szintézisére kémiai módszereket fejlesztettek ki, például kalcium-cianamidból: CaCN

2 + 3H 2 O ® 2NH 3 + CaCO 3 vagy nátrium-cianidból: NaCN + 2H 2 O ® HCOONa + NH 3 . Ezeket a módszereket régóta ígéretesnek tartják, mivel a kiindulási anyagokat a rendelkezésre álló nyersanyagokból nyerték.

1901-ben Henri Le Chatelier francia kémikus szabadalmat adott egy eljárásra, amellyel ammóniát állítanak elő nitrogénből és hidrogénből katalizátor jelenlétében. Előtte azonban ipari felhasználás ez a folyamat még messze volt: csak 1913-ban kezdte meg működését az első ammóniaszintézis ipari létesítmény (

cm. GABER, FRITZ). Jelenleg az ammóniát vaskatalizátoron lévő elemekből szintetizálják adalékokkal 420500 °C hőmérsékleten.° C-on és körülbelül 300 atm nyomáson (egyes gyárakban a nyomás elérheti az 1000 atm-t is).

Az ammónia színtelen gáz, amely 33,3 °C-ra hűtve könnyen cseppfolyósodik

° C-on vagy szobahőmérsékleten úgy, hogy a nyomást körülbelül 10 atm-re emeljük. Az ammónia 77,7 °C-ra hűtve megfagy° C. NH 3 molekula háromszög alakú piramis alakú, tetején nitrogénatommal. Azonban ellentétben a piramisokkal, amelyeket például papírból ragasztottak össze, az NH-molekula 3 könnyen „kifelé fordul”, akár egy esernyő, és szobahőmérsékleten hatalmas frekvenciával hajtja végre ezt az átalakulást - csaknem 24 milliárd alkalommal másodpercenként! Ezt a folyamatot inverziónak nevezik; létezését bizonyítja, hogy ha két hidrogénatomot helyettesítünk például metil- és etilcsoporttal, akkor a metil-etil-aminnak csak egy izomerje keletkezik. Ha nem lenne inverzió, akkor ennek az anyagnak két térbeli izomerje lenne, amelyek tárgyként és tükörképeként különböznének egymástól. A szubsztituensek méretének növekedésével az inverzió lelassul, a „kemény” terjedelmes szubsztituensek esetében pedig lehetetlenné válik, és ekkor optikai izomerek létezhetnek; A negyedik szubsztituens szerepét a nitrogénatomon lévő magányos elektronpár tölti be. Ilyen ammóniaszármazékot először 1944-ben állított elő Vladimir Prelog svájci vegyész.. Hidrogénkötések vannak az ammónia molekulák között. Bár nem olyan erősek, mint a vízmolekulák között, ezek a kötések elősegítik a molekulák közötti erős vonzást. azért fizikai tulajdonságok Az ammónia nagymértékben anomáliák az azonos alcsoportba (PH) tartozó elemek más hidrideinek tulajdonságaihoz képest 3, SbH 3, AsH 3 ). Így az ammónia legközelebbi analógja foszfin pH-val rendelkezik 3 a forráspont az 87,4° C és olvadáspont 133,8° C, annak ellenére, hogy a PH molekula 3 kétszer olyan nehéz, mint egy NH-molekula 3 . A szilárd ammóniában minden nitrogénatom hat hidrogénatomhoz kapcsolódik három kovalens és három hidrogénkötéssel. Amikor az ammónia megolvad, az összes hidrogénkötésnek csak 26%-a szakad meg, további 7%-a szakad meg, amikor a folyadékot forráspontig melegítik. És csak e hőmérséklet felett szinte az összes megmaradt kötés eltűnik a molekulák között.

A többi gáz közül az ammónia a vízben való óriási oldhatóságával tűnik ki: normál körülmények között 1 ml víz több mint egy liter ammóniagázt (pontosabban 1170 ml) képes felszívni, így 42,8%-os oldat képződik. Ha kiszámítjuk az NH arányt

3 és H 2 O normál körülmények között telített oldatban kiderül, hogy egy molekula ammónia jut egy vízmolekulára. Amikor egy ilyen oldatot erősen lehűtjük (körülbelül 80 °C-ra° C) ammónia-hidrát NH kristályai képződnek 3 H 2 O Egy 2NH összetételű hidrát is ismert 3 H 2 O. A vizes ammóniaoldatok egyedülálló tulajdonsággal rendelkeznek az összes lúg között: sűrűségük csökken az oldatkoncentráció növekedésével (0,99 g/cm-ről). 3 1%-os oldathoz 0,73 g/cm-ig 3 70%). Ugyanakkor az ammóniát meglehetősen könnyű „visszahajtani”. vizes oldat: szobahőmérsékleten a gőznyomás 25%-os oldat felett a légköri nyomás kétharmada, 4%-os oldat felett 26 Hgmm. (3500 Pa), és még nagyon híg 0,4%-os oldat felett is 3 Hgmm. (400 Pa). Nem meglepő, hogy még a gyenge vizes ammóniaoldatoknak is kifejezetten „ammónia” szaga van, és lazán lezárt tartályban tárolva meglehetősen gyorsan „elhalványulnak”. Rövid forralás teljesen eltávolíthatja az ammóniát a vízből.

Egy gyönyörű demonstrációs kísérlet az ammónia vízben való nagy oldhatóságán alapul. Ha néhány csepp vizet csepegtetünk egy fordított lombikba ammóniával egy keskeny csövön keresztül, amely összeköti a lombikot egy vízzel töltött edénnyel, akkor a gáz gyorsan feloldódik benne, a nyomás csökken, és a hatása alatt légköri nyomás egy indikátort (fenolftaleint) tartalmazó edényből a víz erővel zúdul a lombikba. Ott azonnal bíbor színűvé válik a lúgos oldat képződése miatt.

Az ammónia kémiailag meglehetősen aktív, és számos anyaggal kölcsönhatásba lép. Tiszta oxigénben halványsárga lánggal ég, főként nitrogénné és vízzé alakul. Az ammónia levegővel alkotott keverékei 15-28% között robbanásveszélyesek. Katalizátorok jelenlétében az oxigénnel való reakció során nitrogén-oxidok képződnek. Amikor az ammóniát vízben oldjuk, lúgos oldatot képez, amelyet néha ammónium-hidroxidnak neveznek. Ez az elnevezés azonban nem teljesen pontos, mivel az NH-hidrát először az oldatban képződik

3 H 2 O, amely ezután részben NH-ionokká bomlik 4+ és OH . Feltételesen NH 4 OH szám gyenge alapozás disszociációs fokának kiszámításakor feltételezzük, hogy az oldatban lévő összes ammónia NH formájában van 4 OH és nem hidrátként.

Az ammónia egy magányos elektronpárnak köszönhetően nagyszámú komplex vegyületet képez fémionokkal, úgynevezett aminkomplexeket vagy ammóniavegyületeket. A szerves aminokkal ellentétben ezekben a komplexekben mindig három hidrogénatom kapcsolódik a nitrogénatomhoz.

A vízhez hasonlóan az ammóniával történő komplexképződés gyakran az anyag színének megváltozásával jár. Így a fehér réz-szulfát por vízben oldva kék réz-szulfát-oldatot ad a 2+ vízkomplex képződése következtében. . És ha ammóniát adunk hozzá, ez az oldat intenzív kék-lila színűvé válik, amely a 2+ ammino komplexhez tartozik. . Hasonlóképpen, a vízmentes nikkel(II)-klorid aranysárga színű, Cl 2 kristályos hidrát zöld és ammónia Cl 2 világoskék. Sok aminokomplex meglehetősen stabil, és szilárd állapotban is előállítható. Ammónia és ezüst-klorid szilárd komplexét alkalmaztukMichael Faradayaz ammónia cseppfolyósítására. Faraday a komplex sót egy lezárt üvegcső egyik hajlatában hevítette, a másik kanyarban pedig hűtőkeverékbe helyezve nyomás alatt gyűjtötték össze a folyékony ammóniát. Az ammónium-tiocianát (rodanid) ammóniakomplexe szokatlan tulajdonságokkal rendelkezik. Ha száraz só NH 4 NCS 0-ra hűtve° C, helyezzük ammónia atmoszférába, a só „megolvad”, és 45 tömegszázalék ammóniát tartalmazó folyadékká alakul. Ez a folyadék beköszörült dugós palackban tárolható, és egyfajta ammónia „raktárként” használható.

Az erős hidrogénkötések viszonylag magas (más gázokhoz képest) 23,3 kJ/mol ammónia párolgási hőjéhez vezetnek. Ez négyszer több, mint a folyékony nitrogén párolgáshője, és 280-szor több, mint a folyékony héliumé. Ezért általában lehetetlen folyékony héliumot önteni egy közönséges üvegbe, az azonnal elpárolog. Folyékony nitrogénnel is lehet ilyen kísérletet végezni, de ennek jelentős része elpárolog, lehűtve az edényt, és a maradék folyadék is elég gyorsan elpárolog. Ezért általában cseppfolyósított gázok a laboratóriumokban speciális, kettős falú Dewar-edényekben tárolják, amelyek között vákuum van. A folyékony ammónia a többi cseppfolyósított gáztól eltérően szokásos vegyszeres edényekben, poharakban, lombikokban tartható, és nem párolog el túl gyorsan. Ha egy Dewar-lombikba önti, nagyon sokáig eláll ott. És a folyékony ammónia még egy kényelmes tulajdonsága: szobahőmérsékleten a felette lévő gőznyomás viszonylag alacsony, ezért a vele végzett hosszú távú kísérletek során lezárt üvegampullákban dolgozhat vele, amelyek könnyen ellenállnak az ilyen nyomásnak (egy hasonló kísérlet folyékony nitrogénnel vagy oxigénnel való kísérlete elkerülhetetlenül robbanáshoz vezetne). A folyékony ammónia magas párolgási hője lehetővé teszi, hogy ezt az anyagot különféle hűtőegységekben hűtőközegként használják; Ahogy a folyékony ammónia elpárolog, nagyon lehűl. Az otthoni hűtőszekrények régebben ammóniát is tartalmaztak (ma már többnyire freont). A folyékony ammóniát zárt tartályokban tárolja.

Külsőleg a folyékony ammónia úgy néz ki, mint a víz. A hasonlóságok itt nem érnek véget. A vízhez hasonlóan a folyékony ammónia is kiváló oldószer mind az ionos, mind a nem poláris szervetlen és szerves vegyületek számára. Sok só könnyen oldódik benne, amelyek a vizes oldatokhoz hasonlóan ionokká disszociálnak. A folyékony ammóniában végbemenő kémiai reakciók azonban gyakran teljesen másképpen mennek végbe, mint a vízben. Ez mindenekelőtt annak a ténynek köszönhető, hogy ugyanazon anyagok vízben és folyékony ammóniában való oldhatósága nagymértékben változhat, amint az a következő táblázatból is látható, amely egyes anyagok oldhatóságát mutatja (grammban 100 g oldószerben). sók vízben és folyékony ammóniában 20 °C-on

°C:

Anyag	AgI	Ba(NO3)2	KI	NaCl	KCl	BaCl2	ZnCl2
Vízben való oldhatóság	0	9	144	36	34	36	367
Oldhatóság ammóniában	207	97	182	3	0,04	0	0

Ezért a folyékony ammóniában könnyen előfordulnak olyan kicserélődési reakciók, amelyek vizes oldatoknál elképzelhetetlenek, például Ba(NO) 3) 2 + 2AgCl® BaCl 2 + 2AgNO3. NH 3 molekula a hidrogénionok erős akceptorja, ezért ha gyenge (vizes oldatok esetén) ecetsavat folyékony ammóniában oldunk, az teljesen disszociál, azaz nagyon erős sav lesz belőle: CH 3 COOH + NH 3 ® NH 4 + + CH 3 COO . Folyékony ammónia környezetben az ammóniumsók savas tulajdonságai jelentősen javulnak (a vizes oldatokhoz képest). A folyékony ammóniában lévő ammóniumion számos tulajdonsággal rendelkezik, amelyek a vizes oldatok hidrogénionjára jellemzőek. Ezért a folyékony ammóniában az ammónium-nitrát könnyen reagál például magnéziummal hidrogén felszabadulásához vagy nátrium-peroxiddal: 2NH 4 NO 3 + Mg ® Mg(NO 3 ) 2 + 2NH 3 + H 2; Na 2 O 2 + 2NH 4 NO 3 ® 2NaNO 3 + H 2 O 2 + 2NH 3 . Folyékony ammóniában lezajlott reakciók segítségével először sikerült izolálni magnézium-, kadmium- és cink-peroxidokat: Zn(NO 3) 2 + 2KO 2 ® ZnO 2 + 2KNO 3 + O 2 , kapott tiszta formában kristályos ammónium-nitrit: NaNO 2 + NH 4 Cl ® NH 4 NO 2 + NaCl, sok más szokatlan átalakulást hajtottak végre, például 2K + 2CO® K 2 C 2 O 2 . Ez utóbbi vegyület hármas acetilénkötést tartalmaz, és K szerkezetű+ OS є CO K + . A folyékony ammónia nagy affinitása a H-ionokhoz + lehetővé teszi, hogy látványos kísérletet végezzen a fa „plasztikájában”. A fa elsősorban cellulózból áll: a cellulózmolekulák hosszú polimerláncait OH-hidroxil-csoportok közötti hidrogénkötések kapcsolják össze (ezt néha hidrogénhidaknak nevezik). Egy hidrogénkötés meglehetősen gyenge, de mivel a cellulóz molekulatömege eléri a 2 milliót, és több mint 10 ezer monomer egység (glükózmaradék) található a molekulában, a hosszú cellulózmolekulák nagyon szorosan kapcsolódnak egymáshoz. A folyékony ammónia könnyen megbontja a hidrogénhidakat, és a hidrogénatomokat NH-ionokká köti 4 + , és ennek eredményeként a cellulózmolekulák egymáshoz képest elcsúszhatnak. Ha egy fapálcát egy időre folyékony ammóniába mártunk, akkor bármilyen módon meghajlítható, mintha nem fából, hanem alumíniumból lenne. Levegőben az ammónia pár perc alatt elpárolog, és a hidrogénkötések újra helyreállnak, de más helyen, és a fapálca ismét merev lesz, és egyben megtartja a kapott formáját.

A különféle anyagok folyékony ammóniában készült oldatai közül kétségtelenül a legérdekesebbek az alkálifémek oldatai. Az ilyen megoldások több mint száz éve foglalkoztatják a tudósokat. A nátrium és a kálium folyékony ammóniával készült oldatát először 1864-ben állították elő. Néhány évvel később felfedezték, hogy ha az ammóniát hagyjuk csendesen elpárologni, tiszta fém marad a csapadékban, mint a só vizes oldatánál. Ez az analógia azonban nem

elég pontos: az alkálifémek, bár lassan, mégis reagálnak az ammóniával, hidrogént szabadítanak fel és amidok keletkeznek: 2K + 2NH 3® 2KNH2 + H2 . Amidok, stabil kristályos anyagok, amelyek vízzel heves reakcióba lépve ammóniát bocsátanak ki: KNH 2 + H 2 O ® NH 3 + KOH. Ha egy fémet folyékony ammóniában oldunk, az oldat térfogata mindig nagyobb, mint a komponensek össztérfogata. Az oldat ilyen duzzadása következtében sűrűsége folyamatosan csökken a koncentráció növekedésével (ami nem történik meg sók és más szilárd vegyületek vizes oldatainál). Tömény oldat lítium folyékony ammóniában a legkönnyebben használható normál körülmények között folyadék, sűrűsége 20° C csak 0,48 g/cm 3 (Ennél az oldatnál csak az alacsony hőmérsékleten cseppfolyósított hidrogén, hélium és metán könnyebb).

Az alkálifémek folyékony ammóniában lévő oldatainak tulajdonságai erősen függnek a koncentrációtól. A híg oldatokban fémkationok, anionok helyett elektronok vannak, amelyek azonban nem tudnak szabadon mozogni, mivel ammónia molekulákhoz kötődnek. Ezek a kötött (szolvatált) elektronok adnak gyönyörű kék színt az alkálifémek folyékony ammóniában készült oldatai. Elektromos áram Az ilyen megoldások rosszul teljesítenek. De az oldott fém koncentrációjának növekedésével, amikor az elektronok elsajátítják a mozgás képességét az oldatban, az elektromos vezetőképesség rendkívül erősen megnövekszik - néha billiószorosára, megközelítve a tiszta fémek elektromos vezetőképességét! Az alkálifémek híg és tömény oldatai folyékony ammóniában más fizikai tulajdonságokban is nagymértékben különböznek egymástól. Így a 3 mol/l-nél nagyobb koncentrációjú oldatokat néha folyékony fémeknek is nevezik: jellegzetes fémes fényük van arany-bronz árnyalattal. Néha még azt is nehéz elhinni, hogy ezek ugyanazon anyag oldatai ugyanabban az oldószerben. És itt a lítium tart egyfajta rekordot: folyékony ammóniában készült koncentrált oldata a legolvadékonyabb „fém”, amely csak 183 °C-on fagy meg.

° C-on, vagyis az oxigén cseppfolyósításának hőmérsékletén.

Mennyi fémet tud feloldani a folyékony ammónia? Főleg a hőmérséklettől függ. A telített oldat forráspontján körülbelül 15% (mól) alkálifémet tartalmaz. A hőmérséklet emelkedésével az oldhatóság gyorsan növekszik, és a fém olvadáspontján végtelenül nagy lesz. Ez azt jelenti, hogy az olvadt alkálifém (például cézium már 28,3

° C) folyékony ammóniával bármilyen arányban keveredik. Az ammónia a tömény oldatokból lassan párolog el, mivel a telített gőznyomása a fémkoncentráció növekedésével nullára hajlik.

Egy másik nagyon érdekes tény: az alkálifémek folyékony ammóniában készült híg és koncentrált oldatai nem keverednek egymással. Ez ritka jelenség vizes oldatoknál. Ha például 4 g nátriumot adunk 100 g folyékony ammóniához 43 °C hőmérsékleten

° C, akkor a keletkező oldat spontán két folyadékfázisra válik szét. Az egyik, töményebb, de kevésbé sűrű, felül lesz, alul pedig egy nagyobb sűrűségű híg oldat. Könnyen észrevehető az oldatok közötti határ: a felső folyadék fémes bronzfényű, míg az alsó folyadék tintakék színű.

A termelési mennyiségeket tekintve az ammónia az egyik első helyet foglalja el; Évente körülbelül 100 millió tonna ebből a vegyületből készül világszerte. Az ammónia folyékony formában vagy ammóniás víz vizes oldataként kapható, amely általában 25% NH-t tartalmaz

3 . Ezután hatalmas mennyiségű ammóniát használnak fel salétromsav előállítására, amelyet műtrágyák és sok más termék előállításához használnak fel. Az ammóniás vizet közvetlenül műtrágyaként is használják, és néha a mezőket közvetlenül a tartályokból öntözik folyékony ammóniával. Az ammóniából különféle ammóniumsókat, karbamidot és meténamint nyernek. Olcsó hűtőközegként is használják ipari hűtőegységekben.

Az ammóniát szintetikus szálak, például nylon és nylon előállítására is használják. A könnyűiparban pamut, gyapjú és selyem tisztítására és festésére használják. A petrolkémiai iparban az ammóniát a savas hulladék semlegesítésére használják, a természetes gumiiparban pedig az ammónia segít megőrizni a latexet, miközben az ültetvényről a gyárra halad. A módszerrel a szódagyártás során ammóniát is használnak

Solvay. Az acéliparban ammóniát használnak a nitridáláshoz felületi rétegek acél nitrogénnel, ami jelentősen növeli a keménységét.

Az orvosok az ammónia vizes oldatait (ammónia) használják a mindennapi gyakorlatban: ammóniába mártott vattacsomó kihozza az embert az ájulásból. Az ammónia ebben az adagban nem veszélyes az emberre. Ez a gáz azonban mérgező. Szerencsére az emberek már érzik az ammónia szagát a levegőben.

jelentéktelen, 0,0005 mg/l koncentrációban, amikor még nincs nagy egészségi veszély. Ha a koncentráció 100-szorosára emelkedik (0,05 mg/l-ig), az ammónia irritáló hatása a szem nyálkahártyájára és a felső légutakra, és akár reflexes légzésleállás is lehetséges. A 0,25 mg/l koncentrációt még nagyon is alig lehet egy órán át tartani egészséges ember. Még nagyobb koncentrációk vegyi égési sérüléseket okoznak a szemben és a légutakban, és életveszélyessé válnak. Külső jelek Az ammóniamérgezés meglehetősen szokatlan lehet. Az áldozatoknál például a hallásküszöb meredeken csökken: nem is túlságosan hangos hangok elviselhetetlenné válik, és görcsöket okozhat. Az ammóniamérgezés súlyos izgatottságot, akár heves delíriumot is okoz., és a következmények nagyon súlyosak lehetnek az intelligencia csökkenéséhez és a személyiségváltozásokhoz. Nyilvánvaló, hogy az ammónia megtámadhatja a létfontosságú központokat, ezért óvatosan kell dolgozni vele.Ilja Leenson IRODALOM Malina I.K. Kutatások fejlesztése az ammóniaszintézis területén . M., Kémia, 1973
Leenson I.A. 100 kérdés és válasz a kémiáról . M., AST Astrel, 2002

Az ammónia (NH 3) az egyik leggyakrabban használt ipari vegyi anyag az iparban és a kereskedelemben.

Ammónia, miért van szüksége a szervezetünknek? Kiderült, hogy minden szervben és szövetben folyamatosan képződik, és sokakban nélkülözhetetlen anyag biológiai folyamatok, előfutárként szolgál az aminosavak képződésében és a nukleotid szintézisben. A természetben ammónia képződik a nitrogéntartalmú szerves vegyületek bomlása során.

Az ammónia kémiai és fizikai tulajdonságai

Szobahőmérsékleten az ammónia színtelen, irritáló gáz, szúrós, fullasztó szaggal;
tiszta formájában vízmentes ammónia néven ismert;
higroszkópos (könnyen felszívja a nedvességet);
lúgos tulajdonságokkal rendelkezik, maró, vízben könnyen oldódik;
könnyen összenyomódik és nyomás alatt tiszta folyadékot képez.

Hol használják az ammóniát?

Az ammónia körülbelül 80%-át ipari termékek előállításához használják fel.

Ammóniát használnak mezőgazdaság műtrágyaként.

Hűtőegységekben jelen van vizes kompozíciók tisztítására.

Műanyagok, robbanóanyagok, textíliák, peszticidek, színezékek és egyéb vegyszerek gyártásához használják.

Számos háztartási és ipari tisztítószerben található. Háztartási termékek az ammóniát tartalmazó oldatokat 5-10% ammónia hozzáadásával állítják elő, az ammónia koncentrációja az ipari oldatokban magasabb - 25%, ami maró hatásúvá teszi őket.

Hogyan hat az ammónia az emberi szervezetre?

A legtöbb ember ammóniával érintkezik gázként szívja be vagy párolgás. Mivel az ammónia a természetben létezik, és a mosószerekben is megtalálható, forrásai lehetnek.

Az ammónia széles körben elterjedt használata a mezőgazdasági és ipari területeken azt is jelenti, hogy a levegőben megnövekedett koncentráció léphet fel véletlen kibocsátások vagy szándékos terrortámadások során.

A vízmentes ammóniagáz könnyebb, mint a levegő, ezért magasra emelkedik, ezért általában eloszlik, és nem halmozódik fel alacsony területeken. Azonban nedvesség (magas relatív páratartalom) jelenlétében a cseppfolyósított vízmentes ammónia a levegőnél nehezebb gőzt képez. Ezek a gőzök a föld felszínén vagy az alföldön áthaladhatnak.

Hogyan működik az ammónia?

Az ammónia nedvességgel érintkezve azonnal reagálni kezd a bőr felületén, a szemen, a szájon, a légutak felületén és részben a nyálkahártyán, és nagyon maró hatású. ammónium-hidroxid . Az ammónium-hidroxid okozza szöveti nekrózis a sejtmembránok károsodása miatt sejtpusztuláshoz vezet. Miután a fehérje és a sejtek lebomlanak, a víz gyulladásos reakción keresztül kivonódik, ami további károsodáshoz vezet.

Mik az ammóniamérgezés tünetei?

Lehelet. Az ammónia illata az orrban irritáló és csípős. A levegőben lévő magas koncentrációjú ammóniával való érintkezés égő érzést okoz az orrban, a torokban és a légutakban. Ez hörgő- és alveoláris ödémához, valamint légzési elégtelenségből eredő légúti károsodáshoz vezethet. Alacsony koncentrációk belélegzése köhögést, valamint az orr és a torok irritációját okozhatja. Az ammónia szaga meglehetősen korai figyelmeztetés a jelenlétére, de az ammónia gyengül a szagláshoz is, ami csökkenti a levegőben való észlelhetőségét alacsony koncentrációban.

A felnőttekkel azonos mennyiségű ammónia hatásának kitett gyermekek nagyobb adagot kapnak, mivel a tüdejük testfelületéhez képest sokkal nagyobb. Ráadásul alacsony termetük miatt jobban ki vannak téve az ammóniának – közelebb vannak a talajhoz, ahol nagyobb a gőzök koncentrációja.

Bőrrel vagy szemmel érintkezve. A levegőben vagy folyadékokban lévő alacsony koncentrációjú ammóniával való érintkezés gyors szem- vagy bőrirritációt okozhat. A magasabb koncentrációjú ammónia súlyos sérüléseket és égési sérüléseket . Tömény ammónia folyadékokkal, például ipari mosószerekkel való érintkezés okozhat korróziós károsodások, beleértve a bőrégést, szemkárosodást vagy vakságot . A legnagyobb fokú szemkárosodás az expozíció után legfeljebb egy hétig nem látható. A cseppfolyósított ammóniával való érintkezés szintén okozhat fagyás .

Fogyasztás étellel. Az ammóniaoldat lenyelése miatti magas koncentrációjú ammónia károsíthatja a szájat, a torkot és a gyomrot.

AMMONIA, NH 3 moláris tömeg 17,03. Szobahőmérsékleten színtelen gáz, amely irritálja a nyálkahártyát. Az ammónia könnyen lecsapódik folyadékká, amely -33°,4-en forr és -77°,3-on kristályosodik. A tiszta, száraz ammónia egy gyenge sav, ami nyilvánvaló abból a lehetőségből, hogy a hidrogént nátriummal helyettesítik, és nátrium-amid NH 2 Na keletkezik, amikor a nátriumot ammóniaáramban hevítik. Az ammónia azonban rendkívül könnyen ad hozzá vizet, és alkáli NH 4 OH-t, maró ammóniumot képez; ammónium-hidroxid vizes oldatát nevezzük ammónia .

Az ammónium-hidroxidból a bomlás következtében kilépő ammónia jelenléte

NH 4 Ó NH3+ HOH

akkor nyílik meg, amikor a lakmuszpapír kékre vált. Az ammónia könnyen egyesül savakkal, NH 4 sókat képezve, például NH 3 + HCl = NH 4 Cl, ami észrevehető, ha a levegőben ammóniagőzök (ammoniából) és HCl gőzök találkoznak: azonnal fehér ammóniafelhő NH 4 Cl formák. Az ammóniát általában ammónia formájában (D = 0,91, kb. 25% NH 3) és az ún. " jéghideg ammónia"(D = 0,882, 35% NH3-mal).

Az ammónia szilárdságát legkönnyebben a sűrűsége határozza meg, amelynek értékeit a következő táblázat tartalmazza:

A vizes ammóniaoldatok gőznyomása az ammónia és a víz részleges rugalmasságából tevődik össze:

Nyilvánvaló, hogy az ammónia, mint a víz forráspontjánál lényegesen alacsonyabb hőmérsékleten forráspontú anyag gőznyomása >> a víz parciális gőznyomása az ammóniával szemben. Az NH 3 vízoldhatósága nagyon magas.

Az ammónia a bőr exteroceptorainak irritációját okozza, és biológiailag aktív anyagok, például hisztamin, kininek és prosztaglandinok felszabadulását okozza. A gerincvelőben az ammónia elősegíti a fájdalomcsillapító peptidek (enkefalinok és endorfinok) felszabadulását, amelyek blokkolják a kóros fókuszból érkező fájdalomimpulzusok áramlását. Belélegezve az ammónia a felső légutak receptoraira hat (ezek a trigeminus idegvégződései), és reflexszerűen gerjeszti a légzőközpontot. Nagy koncentrációban az ammónia képes lazán koagulálni a mikrobasejt fehérjéit. Az ammónia bármilyen adagolási móddal gyorsan kiürül a szervezetből, főleg a hörgőmirigyeken és a tüdőn keresztül. Reflexszerűen befolyásolja az erek tónusát és a szívműködést. Az alkalmazás helyén az ammónia kitágítja az ereket, javítja a szövetek regenerálódását és trofizmusát, valamint a metabolitok kiáramlását. Ugyanilyen hatást fejt ki a bőr-zsigeri reflexeken keresztül (az agy részvétele nélkül) a szegmentálisan elhelyezkedő izmokban és belső szervekben, segíti a funkciók és a sérült struktúrák helyreállítását. Az ammónia elnyomja a gerjesztés domináns fókuszát, ami támogatja a kóros folyamatot, csökkenti a fájdalmat, az izomfeszültséget és az érgörcsöket. A bőrrel és a nyálkahártyákkal való hosszan tartó érintkezés esetén az ammónia irritáló hatása cauterizáló hatásúvá válhat (a fehérjék koagulációját okozza), duzzanat, hiperémia és fájdalom megjelenésével. Az ammónia kis adagokban történő lenyelése növeli a mirigyek szekrécióját, reflexszerűen stimulálja a hányásközpontot, és ennek megfelelően hányást okoz. Az ammónia aktiválja a légutakban a csillós hámot.

Javallatok

Belégzés: ájulás (légzési izgatottságot okoz); szájon át: hányás serkentésére és köptetőként; külsőleg - myositis, neuralgia, sebész kezek kezelése, rovarcsípés.

Az ammónia felhasználásának módjai és adagolása

Az ammóniát helyileg, orálisan vagy 10%-os vizes oldat (ammónia) formájában inhalálva alkalmazzák. A légzés serkentésére és az ájulásból való kilábalás érdekében óvatosan vigyen egy kis ammóniával megnedvesített gézdarabot vagy vattát a beteg orrnyílásaihoz (0,5-1 másodpercre), vagy használjon fonatos ampullát. Belsőleg csak hígítva használható - 5-10 csepp 100 ml vízhez hányás kiváltására. Rovarcsípés esetén - krémek formájában; neuralgia és myositis esetén - dörzsölés ammónia linimenttel. A sebészeti gyakorlatban hígítson fel 25 ml-t 5 liter meleg forralt vízben, és mosson kezet.
Ha elmulasztja a következő (külső) ammóniahasználatot, amint emlékszik, legközelebb alkalmazza - az orvos által az utolsó alkalomból meghatározott idő után.
A hígítatlan ammónia lenyelése égési sérüléseket okoz a gyomorban, a nyelőcsőben, a garatban és a szájüregben.

Ellenjavallatok és felhasználási korlátozások

Ammóniával szembeni túlérzékenység; külső használatra bőrbetegségek (dermatitis, ekcéma, neurodermatosis, pyoderma és mások) is. Óvatosan használja az ammóniát terhesség, szoptatás és gyermekkor (12 éves kor alatt) alatt.

Használata terhesség és szoptatás alatt

Óvatosan használja az ammóniát terhesség és szoptatás alatt.

Az ammónia mellékhatásai

A bőr és a nyálkahártyák égési sérülései; reflexes légzésleállás (nagy koncentrációban történő belélegzés esetén).

Az ammónia kölcsönhatása más anyagokkal.

Az ammónia semlegesíti a savakat.

Túladagolás

A belső ammónia túladagolása hasi fájdalmat, ammónia szagú hányást, hasmenést, tenezmust (anélkül való székelési késztetést), izgatottságot, görcsöket és lehetséges halált okoz; belégzés - orrfolyás, köhögés, gégeduzzanat, légzésleállás, lehetséges halál; Külsőleg, nagy adagokban történő alkalmazása égési sérüléseket okozhat. Ha ilyen tünetek jelentkeznek, orvost kell hívni, és sürgős kórházi kezelésre van szükség.

Ammónia hatóanyagú kereskedelmi nevek

Ammónia
Ammónia oldat
10%-os ammónia oldat
Ammónia buffus

Az NH 3 képletû hidrogén-nitridet ammóniának nevezik. Ez egy könnyű (levegőnél könnyebb) gáz, szúrós szaggal. A molekula szerkezete meghatározza a fizikai és kémiai tulajdonságai ammónia.

Szerkezet

Az ammónia molekula egy nitrogénatomból és három hidrogénatomból áll. A hidrogén- és nitrogénatomok közötti kötések kovalensek. Az ammónia molekula trigonális piramis alakú.

A nitrogén 2p pályáján három szabad elektron található. Három hidrogénatom hibridizál velük, létrehozva az sp 3 hibridizációs típust.

Rizs. 1. Az ammónia molekula szerkezete.

Ha egy hidrogénatomot helyettesítünk egy szénhidrogén gyökkel (C n H m), akkor új szerves anyagot kapunk - egy amint. Nem csak egy hidrogénatom helyettesíthető, hanem mindhárom. A szubsztituált atomok számától függően háromféle aminot különböztetnek meg:

elsődleges(metil-amin - CH3NH2);
másodlagos(dimetil-amin - CH3-NH-CH3);
harmadlagos(trimetil-amin - CH3-N-(CH3)2).

C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 és más, több szén- és hidrogénatomot tartalmazó anyagok kapcsolódhatnak egy ammónia molekulához.

Rizs. 2. Aminok képződése.

Az ammóniának és az aminoknak van egy szabad nitrogénelektronpárja, így a két anyag tulajdonságai hasonlóak.

Fizikai

Az ammónia alapvető fizikai tulajdonságai:

színtelen gáz;
szúrós szag;
jó vízoldhatóság (egy térfogat vízhez 700 térfogat ammónia 20 °C-on, 0 °C-on - 1200);
könnyebb a levegőnél.

Az ammónia -33°C-on cseppfolyósodik és -78°C-on megszilárdul. A tömény oldat 25% ammóniát tartalmaz, sűrűsége 0,91 g/cm 3 . A folyékony ammónia oldja a szervetlen és szerves anyagokat, de nem vezet elektromos áramot.

A természetben a rothadás és bomlás során ammónia szabadul fel szerves anyag nitrogén tartalmú (fehérjék, karbamid).

Kémiai

A nitrogén oxidációs foka az ammóniában -3, a hidrogén - +1. Amikor ammónia képződik, a hidrogén oxidálja a nitrogént, három elektront eltávolítva belőle. A megmaradt nitrogénelektronpárnak és a hidrogénatomok könnyű elválasztásának köszönhetően az ammónia aktív vegyület, amely reakcióba lép egyszerű és összetett anyagokkal.

A fő kémiai tulajdonságokat a táblázat írja le.

Kölcsönhatás	Reakciótermékek	Egyenlet
Oxigénnel	Égéskor nitrogén keletkezik, vagy katalizátor (platina) jelenlétében oxigénnel reagál, és nitrogén-oxidot képez	4NH3 +3O2 → 2N2 + 6H2O; 4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O
Halogénekkel	Nitrogén, sav	2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr
	Ammónium-hidroxid vagy ammónia	NH 3 + H 2 O → NH 4 OH
Savakkal	Ammóniumsók	NH3 + HCl → NH4CI; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4
	Helyettesíti a fémet, új sót képezve	2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu
Fémoxidokkal	Csökkenti a fémet, nitrogén képződik	2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O

A jelentés értékelése

Átlagos értékelés: 4.3. Összes értékelés: 262.

Olvas:

A „Szibériai ércek mélyén” című vers elemzése Zsoltár egyházi szláv nyelven Virág álomban - értelmezés Freud szerint Egy mecset álomértelmezése, miért álmodik egy mecsetről egy álomban? Ha egy mecsetet lát álmában, mit jelent az?