Wie man es aus Ammoniak gewinnt. Ammoniak ist Ammoniak. Formel, Eigenschaften und Verwendung von Ammoniak
Eigenschaften von Ammoniak NH 3 (Gas) bei Atmosphärendruck
Ammoniak (NH 3) ist ein giftiger, brennbarer, gasförmiger Stoff, der die Eigenschaft hat, bei Kontakt mit Luft ein explosionsfähiges Gemisch zu bilden.
Bei Normaldruck und Raumtemperatur liegt es in Form eines Gases vor. Zur Verwendung in Produktion und Transport wird Ammoniak (Nitrid) verflüssigt.
Technisches Ammoniak wird als Hauptrohstoff bei der Herstellung einer Vielzahl von Stoffen verwendet, die in verschiedenen Industrien enthalten und verwendet werden: Mineraldünger und Blausäure, in der allgemeinen organischen Synthese usw.
Die Tabelle zeigt die Dichte und thermophysikalischen Eigenschaften von Ammoniak im gasförmigen Zustand in Abhängigkeit von der Temperatur bei einem Druck von 760 mm Hg. Die Eigenschaften von Ammoniak werden bei Temperaturen von -23 bis 627 °C angegeben.
Die Tabelle zeigt Folgendes Eigenschaften von Ammoniak:
- Ammoniakdichte, kg/m3;
- Wärmeleitfähigkeitskoeffizient, W/(m Grad);
- dynamische Viskosität, ;
- Prandtl-Nummer.
Die Tabelle zeigt, dass die Eigenschaften von Ammoniak maßgeblich von der Temperatur abhängen. Also, Mit steigender Temperatur nimmt die Dichte von Ammoniak ab, und Prandtl-Zahl; andere Eigenschaften dieses Gases erhöhen ihren Wert.
Zum Beispiel bei der Temperatur 27°C(300 K) Ammoniak hat eine Dichte von 0,715 kg/m3 und bei Erwärmung auf 627 °C (900 K) sinkt die Dichte von Ammoniak auf einen Wert von 0,233 kg/m 3.
Unter diesen Bedingungen ist die Dichte von Ammoniak bei Raumtemperatur und normalem Atmosphärendruck deutlich geringer.
Hinweis: Seien Sie vorsichtig! Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak ist in der Tabelle hoch 10 3 angegeben. Vergessen Sie nicht, durch 1000 zu dividieren.
Eigenschaften von Ammoniak (trockener Sattdampf)
Die Tabelle zeigt die thermophysikalischen Eigenschaften von trockenem gesättigtem Ammoniak in Abhängigkeit von der Temperatur.
Die Eigenschaften werden im Temperaturbereich von -70 bis 70 °C angegeben.
Die Tabelle zeigt Folgendes Eigenschaften von Ammoniakdampf:
- Ammoniakdichte, kg/m3;
- Wärme des Phasenübergangs, kJ/kg;
- spezifische Wärmekapazität, kJ/(kg Grad);
- thermische Diffusionsfähigkeit, m 2 /s;
- dynamische Viskosität, Pa s;
- kinematische Viskosität, m 2 /s;
- Prandtl-Nummer.
Die Eigenschaften von Ammoniak hängen stark von der Temperatur ab. Es besteht ein direkter Zusammenhang zwischen Temperatur und Druck von gesättigtem Ammoniakdampf.
Die Dichte von gesättigtem Ammoniakdampf nimmt deutlich zu. Die Temperaturleitfähigkeits- und Viskositätswerte nehmen ab. Die Wärmeleitfähigkeit von gesättigtem Ammoniakdampf ist in der Tabelle hoch 10 4 angegeben. Vergessen Sie nicht, durch 10000 zu dividieren.
Eigenschaften von flüssigem Ammoniak in gesättigtem Zustand
Die Tabelle zeigt die thermophysikalischen Eigenschaften einer gesättigten Ammoniakflüssigkeit in Abhängigkeit von der Temperatur.
Die Eigenschaften von Ammoniak im gesättigten flüssigen Zustand werden im Temperaturbereich von -70 bis 70 °C angegeben.
Die Tabelle zeigt Folgendes Eigenschaften von flüssigem Ammoniak:
- gesättigter Dampfdruck, MPa;
- Ammoniakdichte, kg/m3;
- spezifische Wärmekapazität, kJ/(kg Grad);
- Wärmeleitfähigkeit, W/(m Grad);
- thermische Diffusionsfähigkeit, m 2 /s;
- dynamische Viskosität, Pa s;
- kinematische Viskosität, m 2 /s;
- Oberflächenspannungskoeffizient, N/m;
- Prandtl-Nummer.
Die Dichte von Ammoniak im flüssigen Zustand ist weniger temperaturabhängig als die Dichte seines Dampfes. Lediglich die dynamische Viskosität nimmt mit zunehmender Temperatur des flüssigen Ammoniaks deutlich ab.
Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak im flüssigen und gasförmigen Zustand
Die Tabelle zeigt die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak im flüssigen und gasförmigen Zustand in Abhängigkeit von Temperatur und Druck.
Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak (Dimension W/(m Grad)) wird im Temperaturbereich von 27 bis 327 °C und einem Druck von 1 bis 1000 Atmosphären angegeben.
Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak ist in der Tabelle hoch 10 3 angegeben. Vergessen Sie nicht, durch 1000 zu dividieren.
Wärmeleitfähigkeitswerte oberhalb der Linie werden für flüssiges Ammoniak angegeben, dessen Wärmeleitfähigkeit mit steigender Temperatur abnimmt.
Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniakgas erhöht sich beim Erhitzen. Eine Druckerhöhung führt zu einer Erhöhung des Wärmeleitfähigkeitswerts sowohl für flüssiges als auch für gasförmiges Ammoniak.
Die folgende Tabelle zeigt Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak bei niedrigen Temperaturen und atmosphärischem Druck.
auf der Sättigungslinie in Abhängigkeit von der Temperatur ist in der folgenden Tabelle dargestellt. Es ist zu beachten, dass die Wärmeleitfähigkeit von flüssigem Ammoniak beim Erhitzen abnimmt.
Hinweis: Seien Sie vorsichtig! Die Wärmeleitfähigkeit von Ammoniak wird in den Tabellen hoch 10 3 angegeben. Vergessen Sie nicht, durch 1000 zu dividieren.
Wasserstoffnitrid mit der Formel NH 3 wird Ammoniak genannt. Es ist ein leichtes (leichter als Luft) Gas mit einem stechenden Geruch. Die Struktur des Moleküls bestimmt die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Ammoniak.
Struktur
Das Ammoniakmolekül besteht aus einem Stickstoffatom und drei Wasserstoffatomen. Die Bindungen zwischen Wasserstoff- und Stickstoffatomen sind kovalent. Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide.
Im 2p-Orbital des Stickstoffs befinden sich drei freie Elektronen. Drei Wasserstoffatome gehen mit ihnen eine Hybridisierung ein und bilden den sp 3 -Hybridisierungstyp.
Reis. 1. Die Struktur des Ammoniakmoleküls.
Wird ein Wasserstoffatom durch einen Kohlenwasserstoffrest (C n H m) ersetzt, entsteht eine neue organische Substanz – ein Amin. Es kann nicht nur ein Wasserstoffatom ersetzt werden, sondern alle drei. Abhängig von der Anzahl der substituierten Atome werden drei Arten von Aminen unterschieden:
- primär(Methylamin - CH 3 NH 2);
- sekundär(Dimethylamin - CH 3 -NH-CH 3);
- Tertiär-(Trimethylamin - CH 3 -N-(CH 3) 2).
C 2 H 4 , C 6 H 4 , (C 2 H 4) 2 und andere Stoffe mit mehreren Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen können sich zu einem Ammoniakmolekül verbinden.
Reis. 2. Bildung von Aminen.
Ammoniak und Amine verfügen über ein freies Stickstoffelektronenpaar, daher sind die Eigenschaften der beiden Stoffe ähnlich.
Körperlich
Grundlegende physikalische Eigenschaften von Ammoniak:
- farbloses Gas;
- Starker Geruch;
- gute Löslichkeit in Wasser (für ein Volumen Wasser 700 Volumen Ammoniak bei 20 °C, bei 0 °C - 1200);
- leichter als Luft.
Ammoniak verflüssigt sich bei -33 °C und wird bei -78 °C fest. Die konzentrierte Lösung enthält 25 % Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm 3 . Flüssiges Ammoniak löst anorganische und organische Stoffe, leitet jedoch keinen elektrischen Strom.
In der Natur wird Ammoniak bei der Verrottung und Zersetzung stickstoffhaltiger organischer Stoffe (Proteine, Harnstoff) freigesetzt.
Chemisch
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.
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Interaktion |
Reaktionsprodukte |
Die gleichung |
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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 |
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Mit Halogenen |
Stickstoff, Säure |
2NH 3 + 3Br 2 → N 2 + 6HBr |
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Ammoniumhydroxid oder Ammoniak |
NH 3 + H 2 O → NH 4 OH |
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Mit Säuren |
Ammoniumsalze |
NH 3 + HCl → NH 4 Cl; 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2 SO 4 |
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Ersetzt Metall und bildet neues Salz |
2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu |
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Mit Metalloxiden |
Reduziert Metall, es entsteht Stickstoff |
2NH 3 + 3CuO → 3Cu + N 2 + 3H 2 O |
Auswertung des Berichts
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Der Prozess der Herstellung der optimalen Menge einer Chemikalie sowie der Erzielung ihrer maximalen Qualität wird von einer Reihe von Faktoren beeinflusst. Die Produktion von Ammoniak hängt vom Druck, der Temperatur, der Anwesenheit eines Katalysators, den verwendeten Substanzen und der Extraktionsmethode des resultierenden Materials ab. Diese Parameter müssen richtig ausbalanciert sein, um den größtmöglichen Gewinn aus dem Produktionsprozess zu erzielen.
Eigenschaften von Ammoniak
Bei Raumtemperatur und normaler Luftfeuchtigkeit liegt Ammoniak in gasförmigem Zustand vor und hat einen sehr abstoßenden Geruch. Es hat eine toxische und reizende Wirkung auf die Schleimhäute des Körpers. Die Produktion und Eigenschaften von Ammoniak hängen von der Beteiligung von Wasser am Prozess ab, da dieser Stoff unter normalen Umweltbedingungen sehr gut löslich ist.
Ammoniak ist eine Verbindung aus Wasserstoff und Stickstoff. Seine chemische Formel ist NH 3.
Diese Chemikalie fungiert als aktives Reduktionsmittel, bei dessen Verbrennung freier Stickstoff freigesetzt wird. Ammoniak weist die Eigenschaften von Basen und Alkalien auf.
Reaktion eines Stoffes mit Wasser
Beim Auflösen von NH 3 in Wasser entsteht Ammoniakwasser. Bei normalen Temperaturen können maximal 700 Volumenteile Ammoniak in 1 Volumenteil Wasserelement gelöst werden. Dieser Stoff ist als Ammoniak bekannt und wird häufig in der Düngemittelindustrie und in technologischen Anlagen verwendet.
Durch Auflösen in Wasser gewonnenes NH 3 ist in seinen Eigenschaften teilweise ionisiert.
Ammoniak wird in einer der Labormethoden zur Gewinnung dieses Elements verwendet.
Beschaffung einer Substanz im Labor
Die erste Methode zur Herstellung von Ammoniak besteht darin, Ammoniak zum Kochen zu bringen. Anschließend wird der entstehende Dampf getrocknet und die benötigte chemische Verbindung gesammelt. Es ist auch möglich, Ammoniak im Labor durch Erhitzen von gelöschtem Kalk und festem Ammoniumchlorid zu gewinnen.
Die Reaktion zur Herstellung von Ammoniak hat die folgende Form:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Bei dieser Reaktion bildet sich ein weißer Niederschlag. Dabei handelt es sich um das Salz CaCl 2, außerdem entstehen Wasser und das gewünschte Ammoniak. Um die benötigte Substanz zu trocknen, wird sie durch eine Mischung aus Kalk in Kombination mit Soda geleitet.
Die Gewinnung von Ammoniak im Labor bietet nicht die optimale Technologie für die Herstellung in den erforderlichen Mengen. Seit vielen Jahren wird nach Möglichkeiten gesucht, den Stoff im industriellen Maßstab zu gewinnen.
Die Ursprünge der Etablierung von Produktionstechnologien
In den Jahren 1775–1780 wurden Experimente zur Bindung freier Stickstoffmoleküle aus der Atmosphäre durchgeführt. Der schwedische Chemiker K. Schelle fand eine Reaktion, die so aussah
Na 2 CO 3 + 4C + N 2 = 2NaCN + 3CO
Auf dieser Grundlage entwickelten N. Caro und A. Frank 1895 eine Methode zur Bindung freier Stickstoffmoleküle:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C
Diese Option erforderte viel Energie und war wirtschaftlich nicht rentabel, weshalb sie im Laufe der Zeit aufgegeben wurde.
Eine weitere recht teure Methode war der von den englischen Chemikern D. Priestley und G. Cavendish entdeckte Prozess der Wechselwirkung zwischen Stickstoff- und Sauerstoffmolekülen:
Erhöhter Bedarf an Ammoniak
Im Jahr 1870 galt diese Chemikalie als unerwünschtes Produkt der Gasindustrie und war praktisch nutzlos. Doch 30 Jahre später erfreut es sich in der Koksindustrie großer Beliebtheit.
Der erhöhte Bedarf an Ammoniak wurde zunächst durch die Isolierung aus der Kohle gedeckt. Da sich der Verbrauch der Substanz jedoch verzehnfachte, wurde in der Praxis daran gearbeitet, Wege zu finden, sie zu extrahieren. Mit der Ammoniakproduktion wurde begonnen, die atmosphärischen Stickstoffreserven zu nutzen.
Der Bedarf an stickstoffbasierten Stoffen wurde in nahezu allen bekannten Wirtschaftszweigen beobachtet.
Wege finden, um die industrielle Nachfrage zu befriedigen
Die Menschheit hat einen langen Weg zurückgelegt, um die Gleichung für die Produktion von Materie zu verwirklichen:
N2 + 3H2 = 2NH3
Die industrielle Herstellung von Ammoniak wurde erstmals 1913 durch katalytische Synthese aus Wasserstoff und Stickstoff realisiert. Die Methode wurde 1908 von F. Haber entdeckt.
Offene Technologie hat ein seit langem bestehendes Problem vieler Wissenschaftler aus verschiedenen Ländern gelöst. Bisher war es nicht möglich, Stickstoff in Form von NH 3 zu binden. Dieser chemische Prozess wird als Cyanamid-Reaktion bezeichnet. Als die Temperatur von Kalk und Kohlenstoff anstieg, wurde die Substanz CaC 2 (Kalziumcarbid) erhalten. Durch Erhitzen von Stickstoff gelang ihnen die Produktion von Calciumcyanamid CaCN 2, aus dem durch Hydrolyse Ammoniak freigesetzt wurde.
Einführung von Technologien zur Ammoniakproduktion
Die Produktion von NH 3 im weltweiten industriellen Maßstab begann mit dem Kauf des Technologiepatents von F. Haber durch A. Mittash, einen Vertreter der Badener Sodafabrik. Anfang 1911 wurde die Ammoniaksynthese in einer kleinen Anlage regelmäßig durchgeführt. K. Bosch schuf einen großen Kontaktapparat nach den Entwicklungen von F. Haber. Dies war die ursprüngliche Ausrüstung, die den Ammoniakextraktionsprozess durch Synthese im Produktionsmaßstab ermöglichte. K. Bosch übernahm in dieser Angelegenheit die volle Führung.
Die Einsparung von Energiekosten bedeutete die Teilnahme an Synthesereaktionen bestimmter Katalysatoren.
Eine Gruppe von Wissenschaftlern, die auf der Suche nach geeigneten Komponenten waren, schlug Folgendes vor: einen Eisenkatalysator, dem Kalium- und Aluminiumoxide zugesetzt wurden und der immer noch als einer der besten für die Ammoniakherstellung in der Industrie gilt.
Am 9. September 1913 nahm die weltweit erste Anlage mit katalytischer Synthesetechnologie ihren Betrieb auf. Die Produktionskapazität wurde schrittweise erhöht und bis Ende 1917 wurden 7.000 Tonnen Ammoniak pro Monat produziert. Im ersten Betriebsjahr der Anlage waren es lediglich 300 Tonnen pro Monat.
Anschließend begannen auch alle anderen Länder, die Synthesetechnologie mit Katalysatoren einzusetzen, die sich im Wesentlichen nicht wesentlich von der Haber-Bosch-Technik unterschied. Der Einsatz von Hochdruck- und Zirkulationsprozessen kam in jedem technologischen Prozess vor.
Einführung der Synthese in Russland
In Russland wurde die Synthese unter Verwendung von Katalysatoren auch zur Herstellung von Ammoniak eingesetzt. Die Reaktion sieht so aus:
In Russland wurde 1928 in Tschernoretschensk die allererste Ammoniaksyntheseanlage in Betrieb genommen, anschließend wurden in vielen anderen Städten Produktionsanlagen gebaut.
Die praktische Arbeit zur Herstellung von Ammoniak nimmt immer mehr Fahrt auf. Zwischen 1960 und 1970 stieg die Synthese um fast das Siebenfache.
Im Land werden gemischte katalytische Substanzen eingesetzt, um Ammoniak erfolgreich zu gewinnen, zu sammeln und zu erkennen. Die Untersuchung ihrer Zusammensetzung wird von einer Gruppe von Wissenschaftlern unter der Leitung von S. S. Lachinov durchgeführt. Es war diese Gruppe, die die effektivsten Materialien für die Synthesetechnologie fand.
Auch die Kinetik des Prozesses wird derzeit erforscht. Wissenschaftliche Entwicklungen auf diesem Gebiet wurden von M. I. Temkin sowie seinen Mitarbeitern durchgeführt. Im Jahr 1938 machte dieser Wissenschaftler zusammen mit seinem Kollegen V. M. Pyzhev eine wichtige Entdeckung und verbesserte die Ammoniakproduktion. Die von diesen Chemikern erstellte Synthesekinetikgleichung wird heute weltweit verwendet.
Moderner Syntheseprozess
Der Prozess der Herstellung von Ammoniak mithilfe eines Katalysators, der in der heutigen Produktion verwendet wird, ist reversibel. Daher ist die Frage nach dem optimalen Einfluss von Indikatoren auf die Erzielung eines maximalen Outputs von großer Relevanz.
Der Prozess findet bei hoher Temperatur statt: 400-500 ˚С. Um die erforderliche Reaktionsgeschwindigkeit sicherzustellen, wird ein Katalysator verwendet. Die moderne Produktion von NH 3 erfordert die Verwendung von hohem Druck – etwa 100–300 atm.
Zusammen mit der Verwendung eines Kreislaufsystems ist es möglich, eine ausreichend große Masse an Ausgangsstoffen zu erhalten, die in Ammoniak umgewandelt werden.
Moderne Produktion
Das Betriebssystem einer Ammoniakanlage ist recht komplex und umfasst mehrere Stufen. Die Technologie zur Gewinnung des gewünschten Stoffes erfolgt in 6 Stufen. Während des Syntheseprozesses wird Ammoniak erzeugt, gesammelt und erkannt.
Im ersten Schritt wird mithilfe eines Entschwefelungsmittels Schwefel aus Erdgas gewonnen. Diese Manipulation ist erforderlich, da Schwefel ein katalytisches Gift ist und den Nickelkatalysator bei der Wasserstoffextraktion abtötet.
Die zweite Stufe umfasst die Methanumwandlung, die unter Verwendung eines Nickelkatalysators unter hoher Temperatur und hohem Druck erfolgt.
In der dritten Stufe kommt es zur teilweisen Verbrennung von Wasserstoff im Luftsauerstoff. Es entsteht ein Gemisch aus Wasserdampf, Kohlenmonoxid und Stickstoff.
In der vierten Stufe kommt es zu einer Shift-Reaktion, die unter unterschiedlichen Katalysatoren und zwei unterschiedlichen Temperaturbedingungen abläuft. Zunächst wird Fe 3 O 4 verwendet und der Prozess findet bei einer Temperatur von 400 °C statt. In der zweiten Stufe kommt ein effizienterer Kupferkatalysator zum Einsatz, der eine Produktion bei niedrigen Temperaturen ermöglicht.
Der nächste fünfte Schritt besteht darin, unnötiges Kohlenmonoxid (VI) aus dem Gasgemisch durch den Einsatz der Alkalilösungs-Absorptionstechnologie zu entfernen.
Im letzten Schritt wird Kohlenmonoxid mithilfe einer Wasserstoff-Methan-Umwandlungsreaktion über einen Nickelkatalysator und hohe Temperaturen entfernt.
Das durch alle Manipulationen erhaltene Gasgemisch enthält 75 % Wasserstoff und 25 % Stickstoff. Es wird unter großem Druck komprimiert und anschließend abgekühlt.
Es sind diese Manipulationen, die durch die Ammoniakfreisetzungsformel beschrieben werden:
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ
Obwohl dieser Prozess nicht sehr kompliziert erscheint, weisen alle oben genannten Schritte zu seiner Umsetzung auf die Schwierigkeit hin, Ammoniak im industriellen Maßstab herzustellen.
Die Qualität des Endprodukts wird durch die Abwesenheit von Verunreinigungen in den Rohstoffen beeinflusst.
Die Herstellung von Ammoniak ist heute ein beliebter und unverzichtbarer Zweig der chemischen Industrie und hat einen langen Weg vom kleinen Labor zur Großproduktion zurückgelegt. Dieser Prozess wird ständig verbessert, um Qualität, Effizienz und die erforderliche Produktmenge für jede Zelle der Volkswirtschaft sicherzustellen.
Riechen die im Laden nicht? Behandeln Sie sie mit Ammoniak. Aus seinen Dämpfen beginnen viele Knospen zu duften. Allerdings ist der Geruch von Ammoniak selbst ziemlich stechend.
Ich erinnere mich an Ammoniak und Urindampf. Astern reagieren am empfindlichsten auf Ammoniak. Ihr Aroma wird um etwa das Sechsfache verstärkt.
Sie können auch die Farbe der Knospen ändern. Durch die Dämpfe des Reagenzes werden blaue Blütenblätter grün, aber schwarz.
Floristen, wie sie sagen, aufgepasst. Jedoch, Ammoniak ist auch in anderen Tätigkeitsbereichen nützlich. Lassen Sie uns die anderen Eigenschaften des Stoffes herausfinden und uns mit seinen Verwendungsmöglichkeiten vertraut machen.
Eigenschaften von Ammoniak
Bei der Arbeit mit Ammoniakdämpfen ist Vorsicht geboten. Ab einer bestimmten Konzentration ist die Mischung des Reagenzes mit Luft explosiv.
Darüber hinaus ist das Gas giftig. Die „Kommunikation“ mit ihm ist mit nervösen Störungen, Hörstörungen, teilweisem Gedächtnisverlust und Trübung der Linsen behaftet. Diese Symptome werden bei Menschen beobachtet, die in der Ammoniakproduktion arbeiten.
Ammoniakdampf strömt immer nach oben, da das Gas leichter als Luft ist. Unter normalen Bedingungen ist ein Stoff ein Gas. Ammoniak wird für Transport und Verkauf verflüssigt.
Dies erfordert einen hohen Blutdruck. Man erhält ein wasserfreies Konzentrat. Dafür gibt es 6221-90 GOST.
Verflüssigtes Ammoniak in Gefäßen liegt es jedoch gasförmig vor. Unter Druck befinden sich beide Aggregatzustände im Gleichgewicht.
In diesem Fall muss die Temperatur unter dem kritischen Wert liegen, ebenso wie der Druck. Bei mehr als 132 Grad und 11 Megapascal ist das Gleichgewicht gestört.
Der volumetrische Kompressionskoeffizient eines Stoffes ist um ein Vielfaches kleiner als sein Ausdehnungskoeffizient.
Wenn das Gefäß bis zum Rand gefüllt ist, kann der Temperaturanstieg zu einem Druck von 52 Megapascal führen.
Dies reicht aus, um die Metallnähte des Behälters zu zerreißen. Dementsprechend wird es eine Explosion geben.
Aus Ammoniakkonzentrat können Sie erhalten Ammoniaklösung jede Sättigung. Allerdings ist die wasserfreie Version auch für die Menschheit nützlich.
Es zählt zum Beispiel zu den Düngemitteln. Darüber hinaus enthält der Stoff nur Wasserstoff. Die letzten 3 Atome, also die Formel des Gases, lauten: - NH 3.
Dieser Wasserstoffgehalt ist der Grund für die hervorragende Löslichkeit von Ammoniak in Wasser. Andere Gase können sich damit nicht rühmen.
Zwischen Ammoniak und Wasser bilden sich starke Wasserstoffbrückenbindungen. Je gesättigter die Lösung ist, desto besser sind ihre Lösungseigenschaften.
Ihrer Meinung nach konkurriert die Substanz mit Ethylalkohol, der einzige Unterschied besteht darin, dass dieser organischen Ursprungs ist.
Also, Ammoniakwasser sind wie das Konzentrat in der Lage, Metalle der Alkali- und Erdalkaligruppen zu lösen.
Bei den Reaktionen entstehen dunkelblaue Flüssigkeiten. Dies ist das Ergebnis der Ionisierung und Solvatation von Valenzelektronen.
Letzteres Konzept bezeichnet den elektrostatischen Kontakt zwischen Molekülen gelöster Metalle und Ammoniak.
Aus Ammoniak Ammoniakgeruch kommt aus einem Grund. Das Produkt ist eine wässrige Lösung von Ammoniumhydroxid.
Also, Ammoniak ist Ammoniak Alkohol. Ammoniumhydroxid kommt auch im Urin sowie in organischen Zersetzungsprodukten vor.
Deshalb riechen beispielsweise verrottende Massen vom Boden von Sümpfen unangenehm. In ihnen zersetzen sich Reste von Pflanzen, Fischen etc.
In denselben Teichen vermischt sich Ammoniak auf natürliche Weise mit Wasser. In der Lösung befindet sich eine OH-Gruppe.
Dies bedeutet, dass die Mischung alkalisch reagieren kann und eine schwache Base ist. Löst den Helden auf und Alkohol. Ammoniak Es ist kein Zufall, dass es in Ammoniak damit vermischt ist.
In konzentrierter Form bricht Wasserstoffnitrid das Licht stark, das heißt, es ändert die Richtung seiner Strahlen.
Eine weitere interessante Eigenschaft des Helden des Artikels ist das Kochen bei Minustemperaturen. Es sollte etwa 34 unter Null sein.
Wenn Sie die Temperatur auf 78 Grad senken, wird die Flüssigkeit vollständig aushärten. Das Ergebnis sind weißliche Flocken, die wie Schnee aussehen. Stoffe haben eine regelmäßige, symmetrische Form.
Ammoniakproduktion
Ammoniakproduktion beläuft sich auf 100.000.000 Tonnen pro Jahr. Es entsteht etwa die gleiche Menge Chlor. Gleichzeitig ist Ammoniak weniger giftig.
An der angegebenen Ammoniakvolumen umfasst eine Substanz, die aus natürlichen Stickstoffquellen extrahiert und unter bestimmten Bedingungen synthetisiert wird.
Die industrielle Methode basiert auf der Kombination von Wasserstoff und Stickstoff. Ammoniak aus ihnen wird es bei einer Temperatur von nicht weniger als 500 Grad Celsius gewonnen.
Eine weitere Bedingung: - Druck von 350 Atmosphären. Ohne Katalysator geht es nicht. Es beschleunigt eine träge Reaktion, ohne selbst in sie einzugreifen.
Die Rolle eines Katalysators übernimmt üblicherweise ein Schwamm. Wählen Sie von den teureren Assistenten Oxid oder.
Die Endproduktausbeute aus der Wechselwirkung einfacher Substanzen beträgt etwa 30-35 %.
Dies ist das Maximum bei gleichzeitig niedrigstmöglicher Temperatur und höchstem Druck. Es ist dieses Duett, das die Wirksamkeit der Reaktion gewährleistet.
Bei einem niedrigeren Temperaturniveau nimmt die Prozessgeschwindigkeit jedoch ab. Wenn Sie die Hitze aufdrehen, bleiben Sie teilweise ohne Ammoniak, aber Sie werden es schneller bekommen.
Die synthetische Methode zur Herstellung von Ammoniak lässt praktisch keine Chance, dass es in der Natur aus zerfallenden organischen Stoffen hergestellt wird. Dieser Prozess ist langwierig.
Ammoniak entsteht, verdunstet aber schnell. Gas gelangt selten in Fallen in der Erdkruste.
Typischerweise verdunstet Ammoniak allmählich, wodurch natürliche Lagerstätten illiquide werden.
Anwendung von Ammoniak
Anwendung Stoffe im Agrarbereich wurden bereits erwähnt. Kommen wir nun zur Schönheitsbranche und erinnern uns daran Ammoniak für die Haare.
Erinnern wir uns hier daran, dass die Lösung der Substanz ein schwaches Alkali ist. Daher der Zweck: - einen alkalischen pH-Wert der Farbe im Bereich von 10 zu gewährleisten.
Diese Umgebung fördert das Anschwellen der Haare, was die Zersetzungsreaktion von Wasserstoffperoxid auslöst.
Letzteres ist ein Klärmittel und wird daher unbedingt in Blondtönen verwendet.
Existiert ammoniakfreie Farbe. Allerdings lügen die Hersteller teilweise. Anstelle einer reinen Substanz werden deren Derivate verwendet.
Sie erhöhen den pH-Wert ebenfalls auf einen alkalischen Wert, sind aber teurer. Dementsprechend und Haarfärbemittel ohne Ammoniak erfordert Kosten.
Um ihr Haar zu schonen, sind die Verbraucher jedoch auf sie vorbereitet. Tatsache ist, dass reines Ammoniak die Poren der Haare stärker öffnet.
Sie beginnen, einem Schwamm zu ähneln, dessen Oberfläche nur mit teurer Silikonkosmetik geglättet werden kann, die die Hohlräume füllt.
Lebensmittel enthalten ausgeprägte Alkalien. Es zielt auch auf seine Herstellung ab Ammoniaksynthese.
Es wird auch zur Stickstoffgewinnung hergestellt Säuren. Ammoniak in Stickoxid umgewandelt.
Letzteres wird zu Dioxid oxidiert. Anschließend werden die Oxide vom Wasser absorbiert. So bekommen sie es.
Ammoniakformel, wie bereits erwähnt, liegt der Entstehung explosiver Stoffe zugrunde.
Auch bei der Herstellung von Kühlgeräten wird der Stoff benötigt. Seine Wirkung beruht auf der Verdampfung von Flüssiggas. Gleichzeitig wird viel Wärme aufgenommen, was tatsächlich für Kühle sorgt.
Auch in der Schmuckindustrie kommt Ammoniak zum Einsatz. Es dient zur Reinigung von Produkten aus Polierpaste.
Der Ammoniakbedarf der Menschheit spiegelt sich in den Produktionstrends wider. Noch vor 30 Jahren wurden 70.000.000 Tonnen Reagenz pro Jahr erzeugt.
Jetzt sind es, wie im Kapitel „Produktion“ angegeben, 100.000.000. Lediglich die Produktionsführer haben sich nicht verändert. Dies sind immer noch die USA und jetzt .
Natürlich taucht die UdSSR in Nachschlagewerken der vergangenen Jahre auf. Es besteht kein Grund zu vermuten, dass sich die Kosten des Stoffes geändert haben. Werfen wir einen Blick auf die aktuelle Preisliste für Ammoniak.
Ammoniakpreis
Kaufen Sie Ammoniak Sie können Groß- und Einzelhandel betreiben. Große Lieferungen erfolgen in der Regel in Tonnen.
Für 1000 Kilogramm verlangen sie ab 19.000 Rubel. Kleine Unternehmen sind bereit, pro Kilogramm zu verkaufen und verlangen dafür etwa 30 Rubel.
Im Einzelhandel werden Kilogramm kaum angeboten, Tonnen gar nicht. Schauen wir uns die Preisliste der Apotheken an und achten dabei auf Ammoniak.
Normalerweise wird es in 40-Milliliter-Flaschen abgefüllt. Dieses Volumen kostet zwischen 15 und 31 Rubel.
Es ist interessant, dass Flaschen mit 25 und 100 Millilitern ungefähr gleich viel kosten, nämlich zwischen 13 und 55 Rubel.
Dabei ist zu bedenken, dass die Alkohollösung 10 Prozent beträgt. Verflüssigtes Ammoniak ist im Großhandel konzentriert.
Daher müssen Industrielle über den ordnungsgemäßen Transport von Gütern nachdenken. Es gibt spezielle Sattelauflieger mit Tank.
Das Alter der Behälter sollte 30 Jahre nicht überschreiten. Auch die Zusammensetzung für Tanks ist wichtig, da Ammoniak viele Metalle löst.
Sie müssen auch den Druck im Tank und die Temperatur berücksichtigen. Daher werden neben Anzeigen zum Verkauf des Reagenzes in der Regel auch Angebote zum Verkauf und zur Vermietung von Sattelaufliegern geschaltet. Ohne sie geht es nicht.
Flüssig
Ammoniak- NH 3, Wasserstoffnitrid, unter normalen Bedingungen ein farbloses Gas mit einem scharfen charakteristischen Geruch (Ammoniakgeruch), fast doppelt so leicht wie Luft, giftig. Die Löslichkeit von NH 3 in Wasser ist extrem hoch – etwa 1200 Volumina (bei 0 °C) oder 700 Volumina (bei 20 °C) pro Volumen Wasser. In der Kältetechnik heißt es R717, wobei R für Kältemittel (Kältemittel), 7 für die Art des Kältemittels (anorganische Verbindung) und 17 für das Molekulargewicht steht.
Das Ammoniakmolekül hat die Form einer trigonalen Pyramide mit einem Stickstoffatom an der Spitze. Drei ungepaarte p-Elektronen des Stickstoffatoms sind an der Bildung polarer kovalenter Bindungen mit den 1s-Elektronen von drei Wasserstoffatomen (N-H-Bindungen) beteiligt, das vierte Paar äußerer Elektronen ist einsam und kann eine Donor-Akzeptor-Bindung bilden mit einem Wasserstoffion unter Bildung eines Ammoniumions NH 4 + . Aufgrund der Tatsache, dass die nichtbindende Zwei-Elektronen-Wolke streng im Raum ausgerichtet ist, weist das Ammoniakmolekül eine hohe Polarität auf, was zu seiner guten Löslichkeit in Wasser führt.
In flüssigem Ammoniak sind die Moleküle durch Wasserstoffbrückenbindungen miteinander verbunden. Ein Vergleich der physikalischen Eigenschaften von flüssigem Ammoniak mit Wasser zeigt, dass Ammoniak niedrigere Siedepunkte (t Siedepunkt −33,35 °C) und Schmelzpunkt (t Schmelzpunkt −77,70 °C) sowie eine geringere Dichte und Viskosität (Viskosität von) aufweist flüssiges Ammoniak, 7-mal geringer als die Viskosität von Wasser), Leitfähigkeit und Dielektrizitätskonstante. Dies lässt sich zum Teil dadurch erklären, dass die Stärke dieser Bindungen in flüssigem Ammoniak deutlich geringer ist als die von Wasser, und auch dadurch, dass das Ammoniakmolekül nur ein Paar ungeteilter Elektronen besitzt, im Gegensatz zu zwei Paaren im Ammoniakmolekül Wassermolekül, das es nicht ermöglicht, ein ausgedehntes Netzwerk von Wasserstoffbrückenbindungen zwischen mehreren Molekülen auszubilden. Ammoniak verwandelt sich leicht in eine farblose Flüssigkeit mit einer Dichte von 681,4 kg/m³, die das Licht stark bricht. Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser stark assoziiert, hauptsächlich durch die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen. Flüssiges Ammoniak leitet praktisch keinen Strom. Flüssiges Ammoniak ist ein gutes Lösungsmittel für eine Vielzahl organischer und auch vieler anorganischer Verbindungen. Festes Ammoniak besteht aus farblosen kubischen Kristallen.
Chemische Eigenschaften
- Aufgrund des Vorhandenseins eines freien Elektronenpaars wirkt Ammoniak in vielen Reaktionen als Nukleophil oder Komplexbildner. Es fügt also ein Proton hinzu und bildet ein Ammoniumion:
- Eine wässrige Ammoniaklösung („Ammoniak“) reagiert verfahrensbedingt leicht alkalisch:
- Durch Wechselwirkung mit Säuren entstehen die entsprechenden Ammoniumsalze:
- Ammoniak ist außerdem eine sehr schwache Säure (10.000.000.000-mal schwächer als Wasser) und kann mit Metallen Salze – Amide – bilden. Verbindungen, die NH 2 − -Ionen enthalten, werden Amide genannt, NH 2 − werden Imide genannt und N 3 − werden Nitride genannt. Amide von Alkalimetallen werden durch Behandlung mit Ammoniak hergestellt:
Durch bestimmte Reaktionen in flüssigem Ammoniak entstehen Amide, Imide und Nitride einer Reihe von Metallen. Nitride können durch Erhitzen von Metallen in einer Stickstoffatmosphäre hergestellt werden.
Metallamide sind Analoga von Hydroxiden. Diese Analogie wird durch die Tatsache verstärkt, dass die OH − - und NH 2 − -Ionen sowie die H 2 O- und NH 3 -Moleküle isoelektronisch sind. Amide sind stärkere Basen als Hydroxide und unterliegen daher in wässrigen Lösungen einer irreversiblen Hydrolyse:
NaNH 2 + H 2 O → NaOH + NH 3 CaNH + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + NH 3 Zn 3 N 2 + 6H 2 O → 3Zn(OH) 2 + 2NH 3
und in Alkoholen:
KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3
Ammoniaklösungen von Amiden leiten wie wässrige Alkalilösungen elektrischen Strom gut, was auf die Dissoziation zurückzuführen ist:
MNH 2 → M + + NH 2 −
Phenolphthalein in diesen Lösungen färbt sich rot; bei Zugabe von Säuren werden sie neutralisiert. Die Löslichkeit von Amiden ändert sich in der gleichen Reihenfolge wie die Löslichkeit von Hydroxiden: LiNH 2 – unlöslich, NaNH 2 – schwer löslich, KNH 2, RbNH 2 und CsNH 2 – sehr löslich.
- Beim Erhitzen zeigt Ammoniak reduzierende Eigenschaften. Es verbrennt also in einer Sauerstoffatmosphäre und bildet Wasser und Stickstoff. Bei der Oxidation von Ammoniak mit Luft an einem Platinkatalysator entstehen Stickoxide, die industriell zur Herstellung von Salpetersäure genutzt werden:
Die Reduktionsfähigkeit von NH 3 beruht auf der Verwendung von Ammoniak NH 4 Cl, um die Metalloberfläche beim Löten von Oxiden zu reinigen:
3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O +2HCl + N 2
Durch Oxidation von Ammoniak mit Natriumhypochlorit in Gegenwart von Gelatine wird Hydrazin erhalten:
2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
- Halogene (Chlor, Jod) bilden mit Ammoniak gefährliche Sprengstoffe – Stickstoffhalogenide (Stickstoffchlorid, Stickstoffjodid).
- Ammoniak reagiert mit halogenierten Alkanen durch nukleophile Addition und bildet ein substituiertes Ammoniumion (Verfahren zur Herstellung von Aminen):
- Es entstehen Amide mit Carbonsäuren, deren Anhydride, Säurehalogenide, Ester und andere Derivate. Mit Aldehyden und Ketonen – Schiffsche Basen, die zu den entsprechenden Aminen reduziert werden können (reduktive Aminierung).
- Bei 1000 °C reagiert Ammoniak mit Kohlenstoff zu HCN und zerfällt teilweise in Stickstoff und Wasserstoff. Es kann auch mit Methan reagieren und dabei die gleiche Blausäure bilden:
Geschichte des Namens
Ammoniak (in europäischen Sprachen klingt sein Name wie „Ammoniak“) verdankt seinen Namen der Ammon-Oase in Nordafrika, die an der Kreuzung der Karawanenrouten liegt. In heißen Klimazonen zersetzt sich Harnstoff (NH 2) 2 CO, der in tierischen Abfallprodukten enthalten ist, besonders schnell. Eines der Zersetzungsprodukte ist Ammoniak. Anderen Quellen zufolge hat Ammoniak seinen Namen vom altägyptischen Wort Amonian. Dies war der Name für Menschen, die den Gott Amon verehrten. Während ihrer Rituale schnupperten sie an Ammoniak NH 4 Cl, das beim Erhitzen Ammoniak verdampft.
Flüssiges Ammoniak
Flüssiges Ammoniak zerfällt, wenn auch in geringem Maße, in Ionen, was seine Ähnlichkeit mit Wasser zeigt:
2NH 3 → NH 4 + + NH 2 −
Die Selbstionisationskonstante von flüssigem Ammoniak beträgt bei −50 °C etwa 10 −33 (mol/l)².
Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser ein stark ionisierendes Lösungsmittel, in dem sich eine Reihe aktiver Metalle lösen: Alkali, Erdalkali, Mg, Al sowie Eu und Yb. Die Löslichkeit von Alkalimetallen in flüssigem NH 3 beträgt mehrere zehn Prozent. Einige intermetallische Verbindungen, die Alkalimetalle enthalten, beispielsweise Na 4 Pb 9, lösen sich auch in flüssigem Ammoniak NH 3.
Verdünnte Lösungen von Metallen in flüssigem Ammoniak sind blau gefärbt, konzentrierte Lösungen haben einen metallischen Glanz und sehen aus wie Bronze. Beim Verdampfen von Ammoniak werden Alkalimetalle in reiner Form und Erdalkalimetalle in Form von Komplexen mit Ammoniak [E(NH 3) 6 ] mit metallischer Leitfähigkeit freigesetzt. Bei leichter Erwärmung zerfallen diese Komplexe in Metall und NH 3 .
Das in NH 3 gelöste Metall reagiert nach und nach zu einem Amid:
2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -
Die bei der Reaktion mit Ammoniak entstehenden Metallamide enthalten ein negatives Ion NH 2 −, das auch bei der Selbstionisierung von Ammoniak entsteht. Somit sind Metallamide Analoga von Hydroxiden. Die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht sich beim Übergang von Li zu Cs. Die Reaktion wird in Gegenwart bereits geringer Verunreinigungen von H 2 O deutlich beschleunigt.
Metall-Ammoniak-Lösungen haben metallische elektrische Leitfähigkeit; in ihnen zerfallen Metallatome in positive Ionen und solvatisierte Elektronen, die von NH 3 -Molekülen umgeben sind. Metall-Ammoniak-Lösungen, die freie Elektronen enthalten, sind die stärksten Reduktionsmittel.
Komplexierung
Aufgrund ihrer elektronenschiebenden Eigenschaften können NH 3 -Moleküle als Liganden komplexe Verbindungen eingehen. So führt die Einführung von überschüssigem Ammoniak in Lösungen von D-Metallsalzen zur Bildung ihrer Aminokomplexe:
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2
Die Komplexierung geht normalerweise mit einer Änderung der Farbe der Lösung einher, sodass sich in der ersten Reaktion die blaue Farbe (CuSO 4) in Dunkelblau (Komplexfarbe) ändert und in der zweiten Reaktion die Farbe von Grün (Ni(NO 3)) wechselt ) 2) bis blauviolett. Die stärksten Komplexe mit NH 3 bilden Chrom und Kobalt in der Oxidationsstufe +3.
Biologische Rolle
Ammoniak ist das Endprodukt des Stickstoffstoffwechsels im Körper von Mensch und Tier. Es entsteht beim Stoffwechsel von Proteinen, Aminosäuren und anderen stickstoffhaltigen Verbindungen. Es ist für den Körper hochgiftig, daher wird der größte Teil des Ammoniaks während des Ornithinzyklus von der Leber in eine harmlosere und weniger toxische Verbindung umgewandelt – Carbamid (Harnstoff). Der Harnstoff wird dann über die Nieren ausgeschieden und ein Teil des Harnstoffs kann von der Leber oder den Nieren wieder in Ammoniak umgewandelt werden.
Ammoniak kann von der Leber auch für den umgekehrten Prozess verwendet werden – die Neusynthese von Aminosäuren aus Ammoniak und Keto-Analoga von Aminosäuren. Dieser Vorgang wird als „reduktive Aminierung“ bezeichnet. So wird Asparaginsäure aus Oxalessigsäure, Glutaminsäure aus α-Ketoglutarsäure usw. gewonnen.
Physiologische Wirkung
Aufgrund seiner physiologischen Wirkung auf den Körper gehört es zur Gruppe der Stoffe mit erstickender und neurotroper Wirkung, die beim Einatmen toxische Lungenödeme und schwere Schädigungen des Nervensystems verursachen können. Ammoniak hat sowohl lokale als auch resorptive Wirkungen.
Ammoniakdämpfe reizen die Schleimhäute der Augen und Atmungsorgane sowie die Haut stark. Das ist es, was wir als stechenden Geruch wahrnehmen. Ammoniakdämpfe verursachen übermäßigen Tränenfluss, Augenschmerzen, Verätzungen der Bindehaut und Hornhaut, Sehverlust, Hustenanfälle, Rötung und Juckreiz der Haut. Wenn verflüssigtes Ammoniak und seine Lösungen mit der Haut in Kontakt kommen, entsteht ein brennendes Gefühl, und eine Verätzung mit Blasen und Geschwüren ist möglich. Darüber hinaus nimmt verflüssigtes Ammoniak beim Verdampfen Wärme auf und bei Hautkontakt kommt es zu Erfrierungen unterschiedlichen Ausmaßes. Der Geruch von Ammoniak ist bei einer Konzentration von 37 mg/m³ wahrnehmbar.
Die maximal zulässige Konzentration in der Luft des Arbeitsbereichs des Produktionsgeländes beträgt 20 mg/m³. Wenn Sie also Ammoniak riechen, ist das Arbeiten ohne Schutzausrüstung bereits gefährlich. Eine Reizung des Rachens tritt auf, wenn der Ammoniakgehalt in der Luft 280 mg/m³ und in den Augen 490 mg/m³ beträgt. Bei sehr hohen Konzentrationen verursacht Ammoniak Hautschäden: 7-14 g/m³ - erythematöse, 21 g/m³ oder mehr - bullöse Dermatitis. Bei einer einstündigen Einwirkung von Ammoniak in einer Konzentration von 1,5 g/m³ entsteht ein toxisches Lungenödem. Eine kurzzeitige Einwirkung von Ammoniak in einer Konzentration von 3,5 g/m³ oder mehr führt schnell zur Entwicklung allgemeintoxischer Wirkungen. Die maximal zulässige Ammoniakkonzentration in der Luft besiedelter Gebiete beträgt: durchschnittlich täglich 0,04 mg/m³; maximale Einzeldosis 0,2 mg/m³.
Weltweit wird die höchste Ammoniakkonzentration in der Atmosphäre (mehr als 1 mg/m³) in der Indogangetischen Ebene, im Zentraltal der USA und in der Region Südkasachstan beobachtet.
Anwendung
Ammoniak ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie; seine jährliche Weltproduktion beträgt 150 Millionen Tonnen. Wird hauptsächlich zur Herstellung von Stickstoffdüngern (Ammoniumnitrat und -sulfat, Harnstoff), Sprengstoffen und Polymeren, Salpetersäure, Soda (nach der Ammoniakmethode) und anderen Produkten der chemischen Industrie verwendet. Als Lösungsmittel wird flüssiges Ammoniak verwendet.
In der Kältetechnik wird es als Kältemittel (R717) eingesetzt.
In der Medizin wird eine 10 %ige Ammoniaklösung, häufiger Ammoniak genannt, bei Ohnmachtsanfällen (zur Einleitung der Atmung), zur Anregung von Erbrechen sowie äußerlich bei Neuralgien, Myositis, Insektenstichen und zur Behandlung von chirurgischen Händen eingesetzt. Bei unsachgemäßer Anwendung kann es zu Verbrennungen der Speiseröhre und des Magens (bei unverdünnter Einnahme) sowie zu reflektorischem Atemstillstand (bei Einatmen in hohen Konzentrationen) kommen.
Zur topischen, inhalativen und oralen Anwendung. Um die Atmung anzuregen und den Patienten aus einem Ohnmachtszustand zu befreien, führen Sie vorsichtig ein kleines, mit Ammoniak befeuchtetes Stück Mull oder Watte an die Nase des Patienten (für 0,5–1 s). Oral (nur in Verdünnung), um Erbrechen auszulösen. Bei Insektenstichen – in Form von Lotionen; bei Neuralgie und Myositis - Einreiben mit Ammoniak-Liniment. In der chirurgischen Praxis in warmem, kochendem Wasser verdünnen und die Hände waschen.
Da es sich um eine schwache Base handelt, neutralisiert es Säuren bei Wechselwirkung.
Die physiologische Wirkung von Ammoniak beruht auf dem stechenden Geruch von Ammoniak, der bestimmte Rezeptoren in der Nasenschleimhaut reizt und die Atmungs- und vasomotorischen Zentren des Gehirns stimuliert, was zu einer beschleunigten Atmung und einem erhöhten Blutdruck führt.
Quittung
Die industrielle Methode zur Herstellung von Ammoniak basiert auf der direkten Wechselwirkung von Wasserstoff und Stickstoff:
N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ
Dabei handelt es sich um den sogenannten Haber-Prozess (ein deutscher Physiker, der die physikalisch-chemischen Grundlagen der Methode entwickelte).
Die Reaktion erfolgt unter Wärmeabgabe und Volumenabnahme. Nach dem Prinzip von Le Chatelier sollte die Reaktion daher bei möglichst niedrigen Temperaturen und hohen Drücken durchgeführt werden – dann verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Allerdings ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei niedrigen Temperaturen vernachlässigbar und bei hohen Temperaturen nimmt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu. Die Durchführung der Reaktion bei sehr hohen Drücken erfordert die Entwicklung spezieller Geräte, die hohen Drücken standhalten können, und erfordert daher große Kapitalinvestitionen. Darüber hinaus stellt sich das Reaktionsgleichgewicht selbst bei 700 °C für eine praktische Anwendung zu langsam ein.
Durch den Einsatz eines Katalysators (poröses Eisen mit Al 2 O 3 und K 2 O-Verunreinigungen) konnte das Erreichen eines Gleichgewichtszustandes beschleunigt werden. Interessanterweise wurden bei der Suche nach einem Katalysator für diese Rolle mehr als 20.000 verschiedene Substanzen ausprobiert.
Unter Berücksichtigung aller oben genannten Faktoren wird der Prozess der Ammoniakherstellung unter folgenden Bedingungen durchgeführt: Temperatur 500 °C, Druck 350 Atmosphären, Katalysator. Die Ammoniakausbeute beträgt unter solchen Bedingungen etwa 30 %. Unter industriellen Bedingungen kommt das Kreislaufprinzip zum Einsatz – Ammoniak wird durch Kühlung entfernt und nicht umgesetzter Stickstoff und Wasserstoff werden in die Synthesekolonne zurückgeführt. Dies erweist sich als wirtschaftlicher als die Erzielung einer höheren Reaktionsausbeute durch Druckerhöhung.
Um im Labor Ammoniak zu gewinnen, wird die Einwirkung starker Alkalien auf Ammoniumsalze genutzt:
NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O.
Normalerweise wird es im Laborverfahren durch sanftes Erhitzen einer Mischung aus Ammoniumchlorid und gelöschtem Kalk gewonnen. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Um Ammoniak zu trocknen, wird es durch eine Mischung aus Kalk und Natronlauge geleitet.
Sehr trockenes Ammoniak kann durch Auflösen von Natriummetall und anschließende Destillation gewonnen werden. Dies geschieht am besten in einer Anlage aus Metall unter Vakuum. Das System muss einem hohen Druck standhalten (bei Raumtemperatur beträgt der Druck von gesättigtem Ammoniakdampf etwa 10 Atmosphären). In der Industrie wird Ammoniak in Absorptionskolonnen getrocknet.
Ammoniak in der Medizin
Bei Insektenstichen wird Ammoniak äußerlich in Form von Lotionen angewendet. Mögliche Nebenwirkungen: Bei längerer Exposition (Inhalation) kann Ammoniak zu einem reflektorischen Atemstillstand führen. Die lokale Anwendung ist bei Dermatitis, Ekzemen, anderen Hauterkrankungen sowie bei offenen traumatischen Verletzungen der Haut kontraindiziert. Bei inhalativer Anwendung - reflektorischer Atemstillstand, bei lokaler Anwendung - Reizung, Dermatitis, Ekzem an der Applikationsstelle. Eine topische Anwendung ist nur auf intakter Haut möglich. Bei versehentlicher Schädigung der Augenschleimhaut mit Wasser (15 Minuten alle 10 Minuten) oder 5 %iger Borsäurelösung spülen. Öle und Salben werden nicht verwendet. Bei Befall von Nase und Rachen verwenden Sie eine 0,5 %ige Zitronensäurelösung oder Natursäfte. Bei oraler Einnahme trinken Sie Wasser, Fruchtsaft, Milch, vorzugsweise 0,5 %ige Zitronensäurelösung oder 1 %ige Essigsäurelösung, bis der Mageninhalt vollständig neutralisiert ist. Wechselwirkungen mit anderen Arzneimitteln sind nicht bekannt. (Gebrauchsanweisung)
