Reaktionen mit Ammoniak. Physikalische und chemische Eigenschaften von Ammoniak

Der Grund für diesen Unterschied wird weiter unten erläutert. Die Ähnlichkeit der chemischen Eigenschaften dieser Elemente erklärt sich aus der Ähnlichkeit in der Struktur der äußeren elektronischen Schicht. Alle von ihnen haben 5 Valenzelektronen auf der Außenschicht (Tabelle 14).

Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus von Elementen der Stickstoffgruppe. Tabelle 14

Element	Kernladung	Anzahl der Elektronen in Energieniveaus						Atomradius,
		K	L	M	N	Ö	P
								0,71 1,21 1,61 1,15

Mit abnehmendem Atomradius nimmt der Wert der Elektronegativität ab, die Metallizität der Eigenschaften nimmt zu und die Oxidationsfähigkeit nimmt ab.

■ 1. Zeichnen Sie die folgende Tabelle in Ihr Notizbuch.

Stickstoff

Das chemische Symbol für Stickstoff ist N, Formel N2, Atomgewicht 14,0067, 28,0134. Die elektronische Konfiguration des Stickstoffatoms ist 1s 2 2s 2 2p 3. Verteilung der Elektronen über Orbitale der äußeren Schicht:

Auf der äußeren Elektronenschicht des Stickstoffs befinden sich 3 ungepaarte Elektronen R-Elektron. Bei der Bildung eines unpolaren Stickstoffmoleküls entstehen durch Überlappung drei gemeinsame Elektronenpaare zwischen den Stickstoffatomen R-Orbitale beider Atome. Somit ist Stickstoff im freien Zustand dreiwertig.
Die Oxidationsstufen von Stickstoff sind sehr unterschiedlich: von -3 bis +5.
Stickstoff ist etwas leichter als Luft. Die Erdkruste enthält 0,03 % Stickstoff. In der Luft macht Stickstoff 78 Vol.-% bzw. 75,5 Gew.-% aus. Da Stickstoff aus der Luft nur unwesentlich verbraucht wird, bleiben die Stickstoffreserven in der Atmosphäre konstant.

Stickstoff ist ein wesentlicher Bestandteil von Proteinen, die die Grundlage des Lebens auf der Erde bilden. Daher ist Stickstoff wichtig, da er für das Leben von Tieren und Pflanzen notwendig ist.
Stickstoff ist ein sehr passiver Stoff, er reagiert schwer, daher ist es sehr schwierig, Luftstickstoff zu binden. Pflanzen nehmen keinen Luftstickstoff auf. Sie können es nur in gebundenem Zustand aufnehmen und der Ertrag landwirtschaftlicher Nutzpflanzen hängt von der Stickstoffmenge im Boden ab. Stickstoff ist besonders wichtig für Pflanzen, deren grüne Masse geschätzt wird. Bodenbakterien können Stickstoff binden; einige davon kommen im Boden in den Wurzelknollen von Hülsenfrüchten vor. Für die aktive Aktivität solcher Bakterien ist die Anwesenheit von Molybdän und Eisen in Form sogenannter Mikroelemente notwendig. Diese Elemente sowie Verbindungen von Chrom, Wolfram, Titan, Vanadium und Aluminium wurden verwendet, um Stickstoff mit organischen Substanzen zu binden. Da den Feldern ständig Stickstoff in der Grünmasse der Pflanzen entzogen wird, kommt es zu einer Stickstoffverarmung im Boden. Es ist notwendig, die Stickstoffreserven des Bodens mit Hilfe von Mineraldüngern, zum Beispiel Kaliumnitrat KNO3, Natriumnitrat NaNO3 usw., aufzufüllen.
Stickstoff ist ein Gas, das weder Farbe noch Geruch hat. Bei einer Temperatur von -195,8° wird es flüssig und erstarrt bei -210°. In flüssiger Form ist Stickstoff ebenfalls farblos. Stickstoff ist in Wasser nahezu unlöslich.

■ 2. Zeichnen Sie die atomare Struktur und elektronische Konfiguration der Elektronenschichten des Stickstoffatoms. Welche Gemeinsamkeiten und Unterschiede gibt es in der Struktur des Stickstoffatoms und der Sauerstoff- und Fluoratome?
3. Zeichnen Sie, wie drei gemeinsame Elektronenpaare zwischen Atomen in einem Stickstoffmolekül entstehen.
4. Welche Art von Kristallgitter hat Stickstoff? Anhand welcher physikalischen Eigenschaften von Stickstoff lässt sich dies beurteilen?

Stickstoff ist chemisch sehr inert. Bei normalen Temperaturen verbindet es sich nur mit Lithium:
6LI + N2 = 2Li3N
Mit einigen anderen Metallen, die zu den aktivsten zählen, kann sich Stickstoff nur beim Erhitzen verbinden und Nitride bilden, in denen es immer eine negative Oxidationsstufe aufweist.

Unter sehr rauen Bedingungen verbindet sich Stickstoff mit Wasserstoff zu Ammoniak:
N2 + ZH2 ⇄ 2NH3
Bei starken elektrischen Entladungen verbindet sich Stickstoff mit Sauerstoff zu Stickoxid:
N2 + O2 = 2NO
Stickoxid wiederum wird leicht durch Luftsauerstoff oxidiert und in Stickstoffdioxid umgewandelt:
2NO + O2 = 2NO2

Reis. 57. Ein Gerät zur Herstellung von Stickstoff im Labor.

In der Technik wird Stickstoff aus flüssiger Luft und im Labor durch Zersetzung von Ammoniumnitrit gewonnen:
NH4NO2 = N2 + 2H2O
Allerdings ist die Zersetzung von trockenem Ammoniumnitrit gefährlich – es kann zu einer Explosion kommen. Ammoniumnitrit wird für die Reaktion im Moment seiner Bildung aus trockenem Ammoniumchlorid und einer gesättigten Natriumnitritlösung beim Erhitzen verwendet (Abb. 57). Zunächst entsteht durch eine Austauschreaktion nach und nach Ammoniumnitrit:
NH4Cl + NaNO2 = NaCl + NH4NO2

Anschließend zersetzt sich Ammoniumnitrit nach obiger Gleichung.
Stickstoff wird bei der Herstellung von Ammoniak sowie in einigen Prozessen zur Schaffung einer inerten Umgebung verwendet. Manchmal wird Stickstoff zum Füllen elektrischer Lampen verwendet. Einige chemische Reagenzien, die aufgrund der leichten Oxidation nicht an der Luft hergestellt werden können, werden in einer Stickstoffatmosphäre hergestellt. Das Gleiche geschieht manchmal auch bei der Arbeit mit brennbaren Stoffen. Stickstoff wird zur Synthese von Ammoniak verwendet.

■ 5. Warum können wir über die vergleichende chemische Passivität von Stickstoff sprechen?
V. Schreiben Sie Reaktionsgleichungen, die die chemischen Eigenschaften von Stickstoff bestätigen.
7. Beweisen Sie durch Rechnung, dass Stickstoff etwas leichter als Luft ist.
8. Bestimmen Sie die Wasserstoffdichte von Stickstoff.
9. Absolute Stickstoffdichte 1,25 g/l. Beweisen Sie das rechnerisch
Ein Stickstoffmolekül besteht aus zwei Atomen.
10. Notieren Sie die Methoden zur Stickstoffgewinnung in Ihrem Notizbuch.
11. Wo wird Stickstoff eingesetzt und welche Eigenschaften liegen dieser Anwendung zugrunde?

Ammoniak. Physikalische Eigenschaften

Das Ammoniakmolekül NH3 ist ein ausgeprägter Dipol. Die Struktur des Ammoniakmoleküls wird im Kapitel diskutiert. I, § 6. Ammoniak 17. Folglich ist es viel leichter als Luft. Ammoniak siedet bei -33,4° und erstarrt bei -77,8°.
Ammoniak hat eine extrem hohe Wasserlöslichkeit. Bei 0°C werden 1200 Volumenteile Ammoniak in 1 Volumenteil Wasser gelöst, unter normalen Bedingungen (20°C) sind es 700 Volumenteile Ammoniak. 1 Volumen Wasser. Ein hoher Ammoniakgehalt entsteht dadurch, dass Ammoniak mit Wasser eine chemische Verbindung eingeht.
Ammoniak ist sehr giftig. Bei einer Ammoniakvergiftung sind die Schleimhäute der Augen und Atemwege betroffen, da sich Ammoniak in deren Feuchtigkeit löst. Das Einatmen großer Mengen Ammoniak kann zu einer Lungenentzündung führen. Das beste Gegenmittel gegen Ammoniak ist. Im Falle einer Vergiftung Augen, Mund und Nase großzügig mit Wasser ausspülen und den Wasserdampf einatmen. Die maximal zulässige Ammoniakkonzentration in der Luft beträgt 0,02 mg/l.

■ 12. Ist es möglich, die Auflösung von Ammoniak mit einem Gerät zum Auflösen von Chlorwasserstoff in Wasser zu beobachten (Abb. 27)?

13. Welche physiologische Wirkung hat Ammoniak und Erste-Hilfe-Maßnahmen bei einer Vergiftung damit?
14. Erklären Sie die polare Natur des Ammoniakmoleküls anhand seiner Struktur.

Reis. 58. Ein Gerät zum Verbrennen von Ammoniak in Sauerstoff.

Chemische Eigenschaften von Ammoniak

Die Oxidationsstufe von Stickstoff in Ammoniak ist N-3, d. h. es wird die maximale Vervollständigung der äußeren Elektronenschicht des Stickstoffatoms zu einem starken Oktett angenommen. In dieser Hinsicht kann Ammoniak bei Redoxreaktionen nur als Reduktionsmittel wirken. Ein Beweis für die reduzierenden Eigenschaften von Ammoniak ist seine Wechselwirkung mit Sauerstoff, die auf zwei Arten erfolgen kann.
Ammoniak verbrennt in Sauerstoff. Dies lässt sich experimentell leicht an dem in Abb. gezeigten Gerät beobachten. 58. Zwei Gasauslassrohre sind mit dem Brenner verbunden, bei dem es sich um ein breites Glasrohr handelt. Durch ein Rohr fließt Ammoniak aus dem Kolben, wo die gesättigte Lösung siedet, und durch das andere Rohr aus dem Gasometer. Wenn man Ammoniak am Ausgang des Rohres entzündet, verbrennt es mit einer grünlichen Flamme. Die Verbrennung verläuft nach der Gleichung:
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O + Q

Die Reaktion ist exotherm.
Gleichzeitig lässt sich Ammoniak in Gegenwart eines Platinkatalysators leicht oxidieren:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

Dieses Verfahren dient als Grundlage für die Herstellung synthetischer Salpetersäure.
In beiden Fällen verhält sich Ammoniak als Reduktionsmittel und die Oxidationsstufe von Stickstoff ändert sich von N -3 über N 0 zu N +2.
Erstellen Sie eine elektronische Waage für die obigen Gleichungen und überprüfen Sie die Richtigkeit der darin enthaltenen Koeffizienten.
Die reduzierenden Eigenschaften von Ammoniak zeigen sich auch, wenn es Metalloxide reduzieren kann:
3СuО + 2NH3 = N2 + 3Сu + 3Н2O
Heizung

■ 15. Schreiben Sie in Ihr Notizbuch die Reaktionsgleichungen, bei denen Ammoniak reduzierende Eigenschaften aufweist, und beweisen Sie dies, indem Sie eine elektronische Bilanz erstellen.

Besondere Aufmerksamkeit verdient die Frage der Wechselwirkung von Ammoniak mit Wasser. Wassermoleküle sind bekanntlich polar, die Elektronendichte ist stark in Richtung Sauerstoff verschoben, so dass das Wasserstoffatom praktisch elektronenfrei und ein Proton ist.
Auch das Ammoniakmolekül ist polar. Die vorhandenen 3 Wasserstoffatome lagern sich aufgrund der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare ab R-Elektronen des Stickstoffatoms und S-Elektronen des Wasserstoffatoms ( sp-Verbindung). Elektronen sind stark auf das Stickstoffatom ausgerichtet, da dieses elektronegativer ist; Um ihn herum entsteht ein Bereich erhöhter Elektronendichte. Darüber hinaus verfügt das Stickstoffatom der Außenschicht über zwei Valenzbindungen S-Elektron, das zur Bildung einer chemischen Bindung genutzt werden kann. All dies schafft Bedingungen für die Addition eines positiv geladenen Wasserstoffions an das Ammoniakmolekül. Und da dem Wasserstoffion die zur Bildung einer chemischen Bindung notwendigen Elektronen völlig fehlen, wird diese Bindung durch zwei Stickstoffelektronen gebildet, die als „einsames Elektronenpaar“ bezeichnet werden. Eine Atomgruppe erscheint mit der folgenden elektronischen Struktur:

Es entsteht eine besondere Art chemischer Bindung – eine Donor-Akzeptor-Bindung, bei der der Donor ein Atom ist, das sein Elektronenpaar zur Verfügung stellt (in diesem Fall Stickstoff). Das andere Atom ist der Akzeptor (in diesem Fall das Wasserstoffatom).

■ 16. Welche Arten chemischer Bindungen von Atomen in Molekülen kennen Sie?
17. Wie unterscheidet sich eine Donor-Akzeptor-Bindung von einer kovalenten Bindung?
18. Welches Atom heißt Donor, welches Akzeptor?
19. Was ist ein einzelnes Elektronenpaar?

Dadurch entsteht eine besondere Atomgruppe – die Ammoniumgruppe, die durch die Anlagerung eines positiven Wasserstoffions an das neutrale Ammoniakmolekül insgesamt eine positive Ladung aufweist. Formel der Ammoniumgruppe: NH 4 +.
Ammoniak in Wasser wird durch die folgende Gleichung ausgedrückt:
NH3 + H + + OH – ⇄ NH + + OH –
Da Ammoniak in einer Lösung das Wasserstoffion aus Wasser bindet und dadurch das OH-Ion freisetzt, führt dies zu einer alkalischen Reaktion der Lösung. Eine Substanz mit der Formel NH4OH heißt Ammonium und gilt als schwache Base. Die Ammoniumgruppe fungiert immer als einwertiges Kation:
NH4OH ⇄ NH 4 + + OH —
Eine konzentrierte (25 %) Ammoniaklösung wird einfach Ammoniak genannt. Eine schwache wässrige Ammoniaklösung (3-6 %) wird als Ammoniak bezeichnet. Die Bildung der Ammoniumgruppe NH 4 + ist nicht nur in wässriger Umgebung, sondern auch in einer Säure möglich:
NH3 + Н + + Cl — = NH 4 + + Сl —
Diese Reaktion kann sowohl in Lösung als auch in Luft zwischen Ammoniak und Chlorwasserstoffgas durchgeführt werden.
Wenn Sie einen Glasstab mit Ammoniak und den anderen mit konzentrierter Salzsäure befeuchten und diese Stäbe aneinander bringen (Abb. 59), werden Sie die Bildung eines weißen Schleiers bemerken, bei dem es sich um kleinste Ammoniumchloridkristalle handelt.

Ammoniumhydroxid reagiert mit Säuren in einer Neutralisationsreaktion:
NH4OH + HNO3 = NH4NO3 + H2O
Ammoniak zeichnet sich stark durch Additionsreaktionen an verschiedene Salze aus, wodurch Ammoniakverbindungen entstehen:
CuSO4 + 4NH3 = CuSO4 · 4NH3

CaCl2 + 8NH3 = CaCl2 · 8NH3

AgCl + 2NH3 = AgCl 2NH3
Sie sind kristallinen Hydraten sehr ähnlich.

■ 20. Wie lautet die Formel und Ladung des Ammoniumions?
21. Welche Oxidationsstufe hat Stickstoff im Ammoniumion?
22. Welche Reaktionen von Ammoniak mit anderen Stoffen führen zur Bildung von Ammoniumkationen?
23. Schreiben Sie die Gleichungen für die Reaktionen von Ammoniak mit Schwefel- und Phosphorsäure in molekularer und ionischer Form?
24. 200 g 25 %iges Ammoniak wurden gekocht. Gleichzeitig verdampften 20 g Ammoniak. Was ist aus dir geworden? Wie viel Salzsäure wird zur Neutralisierung benötigt?

Reis. 59.
1 Stäbchen, angefeuchtet mit einer konzentrierten Ammoniaklösung; 2 - mit einer konzentrierten Salzsäurelösung angefeuchteter Stab; 3 - weißer Rauch, bestehend aus festen Ammoniumchloridpartikeln.

Ammoniak wird in der Technik und im Labor auf unterschiedliche Weise hergestellt. Im Labor wird Ammoniak durch Erhitzen von Ammoniak (Ammoniumchlorid) und Natronkalk (Abb. 60) nach der Gleichung gewonnen:
2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH4OH

Es ist zu beachten, dass alle Teile des Geräts, das zur Laborproduktion von Ammoniak verwendet wird, absolut trocken sein müssen. Wenn ein Reagenzglas mit gesammeltem Ammoniak in Wasser umgedreht wird, können Sie sofort bemerken, wie es in das Reagenzglas gelangt und das Volumen einnimmt, das Ammoniak einnahm, genau wie es bei Chlorwasserstoff der Fall war. Bei Ammoniak reagiert die Lösung jedoch stark alkalisch, was mit einem Indikator festgestellt werden kann. Da Ammoniak leichter als Luft ist, sollte es in einem umgedrehten Reagenzglas gesammelt werden.
In der Technik wird Ammoniak durch Synthese aus Stickstoff und Wasserstoff nach der Gleichung gewonnen:

N2 + 3H2 = 2NH3 + + 22 kcal
In der ehemaligen UdSSR begann die Produktion von synthetischem Ammoniak im Jahr 1928.

Wie bereits erwähnt, handelt es sich beim Wasserstoffprozess um einen katalytischen Gleichgewichtsprozess. Der Katalysator ist ein Metall mit geringen Zusätzen von Kalium- und Aluminiumverbindungen. Aus der Gleichung geht hervor, dass es zur Verschiebung des Gleichgewichts nach rechts ratsam ist, den Druck zu erhöhen. Allerdings kann die Druckerhöhung nur innerhalb gewisser Grenzen durchgeführt werden, da sie sonst die Produktionskosten stark verteuert. Ein weiterer Faktor, der das Gleichgewicht beeinflusst, ist bekanntlich die Temperatur. Um das Gleichgewicht nach rechts zu verschieben, sollte in diesem Fall das Gasgemisch abgekühlt werden, dann wird jedoch die Reaktionsgeschwindigkeit stark reduziert und die Aktivität des Katalysators nimmt ab.

Daher muss die Temperatur auf einem bestimmten Niveau gehalten werden. Auch der Einfluss des dritten Faktors – Konzentrationsänderungen – kann genutzt werden: Wird das entstehende Ammoniak ständig entfernt, also in seiner Konzentration verringert, verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Wie aus der vorherigen Beschreibung hervorgeht, kann unter der besten Kombination aller drei Bedingungen eine einigermaßen vollständige und kostengünstige Synthese durchgeführt werden.
Der Prozess wird üblicherweise in Synthesekolonnen unter einem Druck von 300 bis 1000 atm und einer Temperatur von 400–500 °C durchgeführt. Während des Syntheseprozesses wird dem Gemisch ständig Ammoniak entzogen, es in einen flüssigen Zustand überführt und das nicht umgesetzte Gemisch aus Stickstoff und Wasserstoff erneut der Synthesesäule zugeführt.

24

STICKSTOFF In der Natur verbreitet, besteht die natürliche Mischung aus zwei stabilen Isotopen: N – 99,6 % und N – 0,37 %...

Ammoniumsalze

Ammoniumsalze Beim Eindampfen neutralisierter Ammoniaklösungen verbinden sich Ammoniumionen mit den Anionen der aufgenommenen Säuren und bilden feste kristalline Substanzen mit ionischen...

Physikalische Eigenschaften von Halogenen Fluor ist unter normalen Bedingungen ein in dicken Schichten gefärbtes Gas mit einer schwach grünlich-gelben Farbe. Mit starker Kühlung...

DEFINITION

Ammoniak (Wassernitrid)– eine Verbindung von Stickstoff und Wasserstoff mit der chemischen Formel NH. Die Form des Moleküls ähnelt einer trigonalen Pyramide, an deren Spitze sich ein Stickstoffatom befindet.

Physikalische Eigenschaften von Ammoniak

Ammoniak (NH 3) ist ein farbloses Gas mit einem stechenden Geruch (der Geruch von „Ammoniak“), leichter als Luft und gut wasserlöslich (ein Volumenteil Wasser löst bis zu 700 Volumenteile Ammoniak). Die konzentrierte Ammoniaklösung enthält 25 % (Masse) Ammoniak und hat eine Dichte von 0,91 g/cm 3 .

Die Struktur des Ammoniakmoleküls

Die Bindungen zwischen Atomen im Ammoniakmolekül sind kovalent. Gesamtansicht des AB 3-Moleküls Um die Art der Hybridisierung und die Struktur des Moleküls zu bestimmen, können Sie daher die Valenzbindungsmethode und die Gillespie-Methode verwenden:

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Alle Valenzorbitale des Stickstoffatoms gehen eine Hybridisierung ein, daher ist die Art der Hybridisierung des Ammoniakmoleküls sp 3. Um die Struktur des Moleküls zu bestimmen, berechnen wir die Anzahl der freien Elektronenpaare:

NEP = (5-3)/2 = 1

Daher gibt es ein einzelnes Elektronenpaar. Ammoniak hat eine Struktur wie AB 3 E – eine trigonale Pyramide.

Ammoniakproduktion

Es gibt industrielle und Labormethoden zur Herstellung von Ammoniak. Im Labor wird Ammoniak durch Einwirkung von Alkalien auf Lösungen von Ammoniumsalzen beim Erhitzen gewonnen:

NH 4 Cl + KOH = NH 3 + KCl + H 2 O

NH 4 + + OH - = NH 3 + H 2 O

Diese Reaktion ist für Ammoniumionen qualitativ.

Chemische Eigenschaften von Ammoniak

Chemisch gesehen ist Ammoniak recht aktiv: Es reagiert mit vielen Stoffen. Der Oxidationsgrad von Stickstoff in Ammoniak „-3“ ist minimal, sodass Ammoniak nur reduzierende Eigenschaften aufweist.

Beim Erhitzen von Ammoniak mit Halogenen, Schwermetalloxiden und Sauerstoff entsteht Stickstoff:

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

2NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3H 2 O

4NH 3 +3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

In Gegenwart eines Katalysators kann Ammoniak zu Stickoxid (II) oxidiert werden:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (Katalysator - Platin)

Im Gegensatz zu Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen der Gruppen VI und VII weist Ammoniak keine sauren Eigenschaften auf. Allerdings können Wasserstoffatome in seinem Molekül immer noch durch Metallatome ersetzt werden. Wenn Wasserstoff vollständig durch ein Metall ersetzt wird, entstehen Verbindungen, sogenannte Nitride, die auch durch direkte Wechselwirkung von Stickstoff mit dem Metall bei hohen Temperaturen erhalten werden können.

Die Haupteigenschaften von Ammoniak beruhen auf dem Vorhandensein eines freien Elektronenpaars am Stickstoffatom. Eine Lösung von Ammoniak in Wasser ist alkalisch:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH –

Bei der Wechselwirkung von Ammoniak mit Säuren entstehen Ammoniumsalze, die sich beim Erhitzen zersetzen:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (beim Erhitzen)

Beispiele für Problemlösungen

BEISPIEL 1

Übung

Welche Masse und welches Volumen an Ammoniak wird benötigt, um 5 Tonnen Ammoniumnitrat herzustellen?

Lösung

Schreiben wir die Reaktionsgleichung: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 Masse von Ammoniumnitrat, berechnet nach der Gleichung: m(NH 4 NO 3) = v(NH 4 NO 3)×M(NH 4 NO 3) v(NH 4 NO 3) = 1 mol m(NH 4 NO 3) = 1×80 = 80 t Ammoniakmasse berechnet nach folgender Gleichung: m(NH 3) = v(NH 3)×M(NH 3) v(NH 3) = 1 mol m(NH 3) = 1×17 = 17 t Machen wir ein Verhältnis und ermitteln wir die Ammoniakmasse: x g NH 3 – 5 t NH 4 NO 3 17 t NH 3 – 80 t NH 4 NO 3 x = 17×5/80 = 1,06 m(NH 3) = 1,06 t Lassen Sie uns das Ammoniakvolumen ermitteln:

10 % wässrige Lösung Ammoniak . Die Konzentration des Wirkstoffs pro Liter Lösung beträgt 440 ml.

Als Hilfskomponente enthält das Präparat gereinigtes Wasser (in einem Volumen von bis zu 1 Liter).

Freigabe Formular

Lösung zur Inhalation und äußerlichen Anwendung 10 %. Erhältlich in 10-ml-Tropfflaschen, 40- und 100-ml-Flaschen.

Es ist eine transparente, flüchtige Flüssigkeit, farblos und mit stechendem Geruch.

pharmakologische Wirkung

Nervig , Antiseptikum , analeptisch , Brechmittel .

Pharmakodynamik und Pharmakokinetik

Das Produkt hat eine reizende Wirkung auf die Exterorezeptoren der Haut und führt zu einer lokalen Freisetzung Prostaglandine , Kinine Und Histamin . Im Rückenmark fungiert es als Befreier Enkephaline Und Endorphine , die den Fluss von Schmerzimpulsen aus pathologischen Herden blockieren.

Wenn es in die oberen Atemwege gelangt, interagiert es mit den Enden des Trigeminusnervs und erregt reflexartig das Atemzentrum. Eine konzentrierte Lösung bewirkt eine Kolliquation (Erweichung und Auflösung) mikrobieller Zellproteine.

Bei jeder Verabreichungsmethode wird es schnell aus dem Körper ausgeschieden (hauptsächlich über die Bronchialdrüsen und die Lunge). Beeinflusst reflexartig den Tonus der Gefäßwände und die Aktivität des Herzens.

An der Applikationsstelle erweitert es bei äußerlicher Anwendung die Blutgefäße, verbessert die Geweberegeneration und den Gewebetrophismus und regt außerdem den Abfluss von Metaboliten an.

Wenn die Haut gereizt ist, löst sie ähnliche Reflexe in segmental gelegenen Muskeln und inneren Organen aus und hilft so, beeinträchtigte Funktionen und Strukturen wiederherzustellen.

Unterdrückt den Erregungsschwerpunkt, was den pathologischen Prozess unterstützt, Muskelverspannungen und Hyperalgesie reduziert, Gefäßkrämpfe lindert und so eine ablenkende Wirkung hat.

Bei längerem Kontakt kommt es zu einer Verbrennung der Schleimhäute und der Haut, was mit einer Gewebehyperämie, der Entstehung von Schwellungen und Schmerzen einhergeht.

Die orale Verabreichung in geringen Konzentrationen stimuliert die Drüsensekretion, beeinflusst das Brechzentrum, erhöht reflexartig dessen Erregbarkeit und verursacht Erbrechen.

Das Medikament gelangt nicht in den Blutkreislauf.

Hinweise zur Verwendung

Inhalation dient zur Anregung der Atmung bei Ohnmachtsanfällen.

Die orale Verabreichung ist angezeigt, um das Erbrechen anzuregen (verdünnt).

Äußerlich zur Desinfektion der Hände des Arztes vor Operationen in Form von Lotionen gegen Neuralgien, Insektenstiche und Myositis.

Kontraindikationen

Intoleranz.

Bei Hauterkrankungen ist die topische Anwendung kontraindiziert.

Nebenwirkungen: Auswirkungen von Ammoniakdämpfen und -lösungen auf den menschlichen Körper

Wird die Lösung unverdünnt eingenommen, Verbrennungen des Verdauungskanals (Speiseröhre und Magen). Das Einatmen des Arzneimittels in hohen Konzentrationen kann zu einem reflektorischen Atemstillstand führen.

Ammoniaklösung: Gebrauchsanweisung

Aus der Gebrauchsanweisung von Ammoniak geht hervor, dass die Dosis des Arzneimittels je nach Indikation individuell ausgewählt wird.

In der chirurgischen Praxis wird die Lösung als Handwaschmittel nach der Spasokukotsky-Kochergin-Methode verwendet, wobei 50 ml Lösung in 1 Liter kochendem Wasser (warm) verdünnt werden.

Zur Atemanregung wird die Lösung auf Mull oder Watte aufgetragen. Bei Insektenstichen wird es als Lotion verwendet.

Die Verwendung von Ammoniak im Gartenbau

Der Einsatz von Ammoniak für Pflanzen ist sehr vielfältig: Es wird gegen Blattläuse, zur Behandlung von Zwiebeln gegen Zwiebelfliegen und zur Ernährung von Pflanzen eingesetzt.

Ammoniak gegen Blattläuse wird in einer Menge von 2 EL verwendet. Löffel pro 10 Liter Wasser. Außerdem sollten Sie etwas Waschpulver in den Eimer geben – das sorgt für eine bessere Haftung. Die Lösung wird zum Besprühen von Pflanzen verwendet.

Ammoniak als Dünger: Nehmen Sie in diesem Fall 50 ml Lösung pro 4 Liter Wasser. Das Produkt ist nicht nur ein guter Dünger für Zimmer- und Gartenpflanzen, sondern ermöglicht auch die Beseitigung von Mücken und Mücken.

Um die Zwiebeln zu gießen, verdünnen Sie 1-2 EL in einem Eimer Wasser. Löffel Ammoniak. Es wird empfohlen, die Pflanzen vom Zeitpunkt der Pflanzung bis Ende Juni mit diesem Produkt zu gießen.

Wie reinigt man Gold?

Es gibt verschiedene Möglichkeiten, Gold mit Ammoniak zu reinigen.

Sie können 1 Teelöffel Alkohol mit einem Glas Wasser und 1 EL mischen. Löffel eines beliebigen Waschmittels, oder Sie können Wasser (200 ml), Ammoniak (1 Teelöffel) (30 ml) und einen halben Teelöffel Flüssigwaschmittel hinzufügen.

Im ersten Fall wird der Schmuck ein oder zwei Stunden lang in die Reinigungslösung gelegt, im zweiten Fall 15 Minuten lang. Nach der Reinigung sollte das Gold mit Wasser abgespült und mit einer Serviette trockengewischt werden.

Wie reinigt man Silber?

Zur Reinigung von Silber wird Ammoniak im Verhältnis 1:10 mit Wasser verdünnt (1 Teil Alkohol auf 10 Teile Wasser). Silbergegenstände werden mehrere Stunden in der Lösung belassen, dann mit Wasser abgespült und mit einem weichen Tuch abgewischt.

Um Silber regelmäßig zu reinigen, verwenden Sie eine Seifenlösung, der eine kleine Menge Ammoniak zugesetzt wird.

Ammoniak gegen Kakerlaken und Ameisen

Zur Bekämpfung von Ameisen werden 100 ml Lösung in einem Liter Wasser verdünnt und die Möbel in der Küche mit diesem Produkt gewaschen. Um Kakerlaken loszuwerden, waschen Sie den Boden mit Ammoniak.

Ammoniak für Fersen

Um raue Haut an den Füßen weicher zu machen, wird Ammoniak mit Glycerin (1:1) gemischt. Das Produkt wird vor dem Schlafengehen auf die Füße aufgetragen und Socken darüber gezogen.

Überdosis. Auswirkungen von Ammoniakdämpfen auf den menschlichen Körper

Eine Überdosierung führt zu verstärkten Nebenwirkungen. Somit zeigt sich die Wirkung einer hohen Dosis Ammoniaklösung bei oraler Einnahme auf den menschlichen Körper:

• Erbrechen mit charakteristischem Ammoniakgeruch;
• Durchfall mit Tenesmus (falscher schmerzhafter Stuhldrang);
• Schwellung des Kehlkopfes;
• laufende Nase;
• Husten;
• Aufregung;
• Krämpfe;
• Zusammenbruch .

In manchen Fällen ist es möglich Tod (Der Patient stirbt bei Einnahme von 10-15 g Ammoniumhydroxid ).

Die Behandlung einer Überdosierung erfolgt symptomatisch.

Manchmal fragen sich Menschen, was passiert, wenn sie Ammoniak trinken. Sie sollten sich darüber im Klaren sein, dass die orale Verabreichung der Lösung in reiner Form zu schweren Verbrennungen des Verdauungskanals führen kann.

Symptome einer Ammoniakvergiftung

Die Exposition des Menschen gegenüber Ammoniak beim Einatmen seiner Dämpfe äußert sich in einer Reizung der Schleimhäute der Augen und Atemwege. In diesem Fall hängt die Intensität der Reizung von der Gaskonzentration ab.

Anzeichen einer Ammoniakdampfvergiftung:

• starker Tränenfluss;
• Speichelfluss;
• erhöhte Atmung;
• vermehrtes Schwitzen;
• Gesichtshyperämie;
• Gefühl von Schwere und Engegefühl in der Brust;
• Brustschmerzen;
• Keuchhusten;
• Niesen;
• laufende Nase;
• Schwellung des Kehlkopfes und Krämpfe der Stimmbänder;
• Angst;
• Erstickung;
• Krämpfe;
• Bewusstlosigkeit.

Bei längerer Einwirkung führt Ammoniakdampf zu schwerer Muskelschwäche, die Durchblutung wird beeinträchtigt, es treten Symptome auf, die auf Atemnot hinweisen, sowie Schmerzen, starkes Brennen und Schwellungen der Haut.

Regelmäßig wiederholte Einwirkung von Ammoniak führt zu systemischen Störungen, die sich manifestieren Essstörungen , Taubheit , Katarrh der oberen Atemwege , Herzinsuffizienz , Tod .

Um sich vor der schädlichen Wirkung von Ammoniak zu schützen, spülen Sie Gesicht und Haut ohne Schutz durch Kleidung großzügig mit Wasser ab und bedecken Sie Ihr Gesicht so schnell wie möglich mit einer Atemschutzmaske (Mullbinde oder Gasmaske). Gut ist es, wenn die verwendete Atemschutzmaske oder der verwendete Verband in Wasser mit Zitronensäure (2 Teelöffel pro Glas Wasser) eingeweicht wird.

Sie sollten sich darüber im Klaren sein, dass flüssiges Ammoniak schwere Verbrennungen verursacht. Aus diesem Grund erfolgt der Transport in gelb lackierten Stahlflaschen, Spezialtankwagen, Straßen- und Bahntanks.

Was tun bei einer Ammoniakfreisetzung?

Wenn Sie Hinweise auf ein Ammoniakleck erhalten, sollten Sie Ihre Haut und Atemwege schützen und den Notfallbereich in der in der Radio- oder Fernsehbotschaft angegebenen Richtung verlassen.

Von der chemischen Schadenszone aus müssen Sie in eine Richtung senkrecht zur Windrichtung gehen.

Im Brandfall ist es verboten, sich dem Brandherd zu nähern. Ammoniakbehälter sollten aus möglichst großer Entfernung gekühlt werden. Zum Löschen luftmechanischen Schaum oder Wassersprühstrahl verwenden.

Wenn keine Möglichkeit zum Verlassen besteht, sollten Sie den Raum dringend verschließen. Nach dem Verlassen der Gefahrenzone die Oberbekleidung ausziehen (Dinge draußen lassen), duschen, Nasopharynx und Augen mit Wasser ausspülen.

Im Falle eines Unfalls sollten Sie in den unteren Etagen des Gebäudes Schutz suchen.

Erste Hilfe bei Vergiftungen

Im Falle einer Vergiftung sollte das Opfer aus dem betroffenen Bereich gebracht werden. In Fällen, in denen dies nicht möglich ist, sorgen Sie für Zugang zu Sauerstoff.

Mund, Rachen und Nasenhöhle werden 15 Minuten lang mit Wasser gewaschen, die Augen werden mit einer 0,5 %igen Lösung geträufelt und ggf. zusätzlich mit einem Verband abdecken. Um das Spülen effektiver zu machen, können Sie dem Wasser Glutamin- oder Zitronensäure hinzufügen.

Auch bei einer leichten Vergiftung sollte dem Patienten in den nächsten 24 Stunden absolute Ruhe geboten werden.

Gelangt die Substanz in eine offene Körperstelle, wird sie reichlich mit Wasser gewaschen und mit einem Verband abgedeckt.

Gelangt Ammoniak in den Verdauungskanal, ist eine Magenspülung erforderlich.

Eine Vergiftung jeglichen Ausmaßes erfordert die Kontaktaufnahme mit einer medizinischen Einrichtung und, falls der Arzt dies für notwendig hält, einen anschließenden Krankenhausaufenthalt.

Nach Abschluss der Behandlung kann es beim Patienten zu bestimmten neurologischen Störungen kommen, zum Beispiel zu einem Verlust der Erinnerung an einzelne Ereignisse und Fakten, zu Tics mit verschiedenen klinischen Erscheinungsformen, zu einer verminderten Hör- und Schmerzempfindlichkeitsschwelle. Eine häufige Folge ist eine Trübung der Linse und der Hornhaut des Auges.

Ammoniak: Wege zur Neutralisierung im Körper

Der Hauptbindungsweg der Substanz ist die Biosynthese von Harnstoff, die im Ornithinzyklus in Leberzellen abläuft. Als Ergebnis dieser Synthese Harnstoff - eine Substanz, die für den Körper nicht schädlich ist.

Ammoniak wird in Form auch im Blut transportiert Glutamin , eine ungiftige neutrale Verbindung, die leicht durch Zellmembranen gelangt.

Eine weitere Transportform davon wird in der Muskulatur gebildet Alanin .

Interaktion

Neutralisiert die Wirkung von Säuren.

Verkaufsbedingungen

Rezeptfreies Produkt.

Lagerbedingungen

Unter normalen Bedingungen gelagert.

Verfallsdatum

24 Monate.

spezielle Anweisungen

Was ist Ammoniak? Eigenschaften, physikalische und chemische Eigenschaften von Ammoniak

Ammoniak oder Wasserstoffnitrid (NH3) ist ein farbloses Gas (wie Wasserstoff, Ether, Sauerstoff). Der Stoff hat einen stark reizenden Geruch und wird unter Bildung von Rauch in die Atmosphäre freigesetzt. Der lateinische Name der Substanz lautet Ammonium.

Molmasse - 17,0306 g/mol. MPC r.z. beträgt 20 mg/m3. Unter Berücksichtigung dieses Parameters wird Ammoniak als Stoff mit geringer Gefährdung (Gefahrenklasse IV) eingestuft.

NH3 ist in Wasser extrem löslich: Bei 0 °C lösen sich etwa 1,2 Tausend Volumina dieser Substanz in einem Volumen Wasser, bei einer Temperatur von 20 °C sind es etwa 700 Volumina.

Es hat die Eigenschaften von Alkalien und Basen.

Wird als Kältemittel für Kühlgeräte verwendet. Es ist mit R717 gekennzeichnet, wobei R für „Kältemittel“ (Refrigerant) steht, „7“ die Art des Kältemittels angibt (in diesem speziellen Fall handelt es sich bei Ammoniak nicht um eine organische Substanz), die letzten beiden Ziffern geben das Molekulargewicht der Substanz an gebraucht.

In flüssigem Wasserstoffnitrid bilden die Moleküle Wasserstoffbrückenbindungen. Die Dielektrizitätskonstante, Leitfähigkeit, Viskosität und Dichte von flüssigem NH3 sind niedriger als die von Wasser (die Substanz ist siebenmal weniger viskos als Wasser), der Siedepunkt der Substanz liegt bei -33,35 °C und beginnt bei einer Temperatur zu schmelzen von -77,70°C

Flüssiges NH3 ist wie Wasser aufgrund der Bildung von Wasserstoffbrücken eine stark assoziierte Substanz.

Der Stoff leitet praktisch keinen elektrischen Strom und löst viele organische und anorganische Verbindungen.

In fester Form erscheint NH3 als farblose Kristalle mit kubischem Gitter.

Die Zersetzung von Wasserstoffnitrid in Stickstoff und Wasserstoff macht sich bei Temperaturen über 1200–1300 °C in Gegenwart von Katalysatoren bemerkbar – bei Temperaturen über 400 °C.

Ammoniak brennt nicht an der Luft, aber unter anderen Bedingungen, nämlich in reinem Sauerstoff, entzündet es sich und verbrennt mit einer gelbgrünen Flamme. Wenn ein Stoff im Überschuss an Sauerstoff verbrennt, entstehen Stickstoff und Wasserdampf.

Die Verbrennungsreaktion von Ammoniak wird durch die folgende Gleichung beschrieben: 4NH3 + 3O2= 2N2 + 6H2O.

Die katalytische Oxidation von NH3 bei einer Temperatur von 750–800 °C ermöglicht die Gewinnung von Salpetersäure (das Verfahren wird zur industriellen Herstellung von HNO3 verwendet).

Prozessschritte:

• katalytische Oxidation mit Sauerstoff zu NO;
• Umwandlung von NO zu NO2;
• Absorption einer Mischung aus NO2 und O2 durch Wasser (Auflösung von Stickoxid in Wasser und Bildung von Säure);
• Reinigung von in die Atmosphäre freigesetzten Gasen aus Stickoxiden.

Durch die Reaktion von Ammoniak mit Wasser entsteht Ammoniakhydrat (Ammoniakwasser oder Ätzammoniak). Die chemische Formel des Hydrats lautet NH3·H2O.

Wie entsteht ätzendes Ammoniak in der Industrie? In der Industrie erfolgt die Synthese einer Ammoniaklösung mit einer Konzentration von 25 % durch Sättigung von Wasser mit Ammoniak, das bei der Kokskohle im Koksofen entsteht, oder mit synthetischem Ammoniakgas.

Wofür wird Ammoniakwasser verwendet? Stickstoffdünger, Soda und Farbstoffe werden aus wässrigen Ammoniaklösungen gewonnen.

Ammoniak: im Labor aus Salpetersäure gewonnen

Um NH3 aus HNO3 zu gewinnen, stellen Sie das Reagenzglas in einem Ständer fast horizontal auf, aber so, dass die Säure nicht herausfließt.

Auf den Boden des Reagenzglases werden einige Tropfen HNO3 gegossen und mit einer Pinzette mehrere Stücke Zink- oder Eisenspäne hineingelegt. Das reduzierte Eisen sollte an der Öffnung des Reagenzglases platziert werden (damit es nicht mit Salpetersäure in Kontakt kommt).

Das Reagenzglas muss mit einem Stopfen mit Ablassrohr verschlossen und leicht erhitzt werden. Durch Erhitzen wird die Geschwindigkeit der Ammoniakfreisetzung erhöht.

Womit reagiert Ammoniak?

Ammoniak reagiert mit organischen Substanzen. Die Reaktionsprodukte von Ammoniak mit α-Chlor-substituierten Carbonsäuren sind künstliche Aminosäuren.

Durch die Reaktion wird Chlorwasserstoff (HCl-Gas) freigesetzt, der in Verbindung mit überschüssigem Ammoniak NH4Cl (oder Ammoniak) bildet.

Eine Vielzahl komplexer Verbindungen enthalten Ammoniak als Liganden.

Ammoniumsalze sind farblose Feststoffe mit einem Kristallgitter. Sie sind fast alle wasserlöslich und haben die gleichen Eigenschaften wie die uns bekannten Metallsalze.

Das Produkt ihrer Wechselwirkung mit Alkalien ist Ammoniak:

NH4Cl + KOH = KCl + NH3 + H2O

Bei der durch die Formel beschriebenen Reaktion handelt es sich bei zusätzlicher Verwendung von Indikatorpapier um eine qualitative Reaktion zu Ammoniumsalzen. Letztere interagieren mit Säuren und anderen Salzen.

Einige Ammoniumsalze verdampfen (sublimieren) beim Erhitzen, andere zersetzen sich.

NH3 ist eine schwache Base, daher unterliegen die Salze, die es in wässriger Lösung bildet, einer Hydrolyse.

Schwächere Basen als Ammoniak sind aromatische Amine – NH3-Derivate, bei denen Wasserstoffatome durch Kohlenwasserstoffreste ersetzt sind.

Reaktionen von Ammoniak mit Säuren

Die Zugabe von konzentrierter Salzsäure zu einer NH3-Lösung führt zur Bildung von weißem Rauch und zur Freisetzung von Ammoniumchlorid NH4Cl (Ammoniak).

Durch die Reaktion von Schwefelsäure und Ammoniak entstehen weiße Kristalle von (NH4)2SO4 – Ammoniumsulfat.

Wenn man Salpetersäure zu NH3 hinzufügt, entsteht weißes Ammoniumnitrat NH4 NO3.

Bei der Reaktion von Chloressigsäure mit NH3 wird das Chloratom durch eine Aminogruppe ersetzt, wodurch Aminoessigsäure entsteht.

Wenn NH3 durch Bromwasserstoffsäure geleitet wird, entsteht Ammoniumbromid (die Reaktion wird durch die Formel - HBr + NH3 = NH4Br) beschrieben.

Ammoniak: schwerer oder leichter als Luft?

Im Vergleich zu Luft hat NH3 eine fast halb so große Dichte, sodass sein Dampf immer aufsteigt. Unter bestimmten Bedingungen kann sich jedoch ein Ammoniak-Aerosol bilden – eine Suspension von Tröpfchen dieses Stoffes in einem Gas. Dieses Aerosol ist in der Regel schwerer als Luft und daher gefährlicher als NH3-Gas.

Ist Wasserstoffnitrid eine komplexe oder eine einfache Substanz?

Wasserstoffnitrid wird aus Atomen verschiedener Elemente gebildet und ist daher eine komplexe anorganische Verbindung.

Molekulare Struktur von Ammoniak

Ammoniak zeichnet sich durch ein Kristallgitter aus polaren Molekülen aus, zwischen denen sich sogenannte befinden Van-der-Waals-Kräfte . Es gibt 3 chemische Bindungen im Wasserstoffnitridmolekül; sie werden durch einen kovalenten polaren Mechanismus gebildet.

Das Molekül hat die Form einer trigonalen Pyramide, an deren Spitze sich ein Stickstoffatom befindet (die Oxidationsstufe von Stickstoff in NH3 ist „-3“).

Industrielles Verfahren zur Herstellung von Ammoniak

Die Herstellung von Ammoniak in der Industrie ist ein teurer und arbeitsintensiver Prozess. Die industrielle Synthese basiert auf der Herstellung von NH3 aus Stickstoff und Wasserstoff unter Druck, in Gegenwart eines Katalysators und bei hohen Temperaturen.

Durch Aluminium- und Kaliumoxide aktivierter Eisenschwamm wird als Katalysator bei der NH3-Herstellung in der Industrie eingesetzt. Industrieanlagen, in denen Synthesen durchgeführt werden, basieren auf der Zirkulation von Gasen.

Das reagierte Gasgemisch, das NH3 enthält, wird abgekühlt, woraufhin das NH3 kondensiert und abgetrennt wird und der Wasserstoff und Stickstoff, die nicht mit einem neuen Teil der Gase reagiert haben, erneut dem Katalysator zugeführt werden.

Außerdem gab es einen Vortrag zum Thema Koproduktion von Ammoniak und Methanol in der Industrie.

Aktuelle GOSTs, nach denen Wasserstoffnitrid hergestellt wird:

• technisches flüssiges Ammoniak, wasserfreies Ammoniak - GOST 6221-90;
• wässriges Ammoniak - GOST 3760-79;
• technisches Ammoniak wässrig - GOST 9-92.

Die Ammoniaksynthesereaktion kann wie folgt charakterisiert werden: Ammoniak entsteht als Produkt einer in der Gasphase ablaufenden Verbindungsreaktion – direkt, katalytisch, exotherm, reversibel, Redox.

Entsorgung des Stoffes

NH3 wird recycelt, indem selektiv Stoffe gewonnen werden, die für das Recycling wertvoll sind, und durch ein Verfahren, das die Möglichkeit bietet, Abfallabfälle als Rohstoff für die Herstellung anderer Materialien zu verwenden.

Was ist Ammoniak? Chemische Formel von Ammoniak

Ammoniak ist eine 10 %ige wässrige Ammoniaklösung. Die Formel des Stoffes lautet NH4OH. Der lateinische Name lautet Solutio Ammonii caustici seu Ammonium causticum solutum.

Ammoniak wird im täglichen Leben als Fleckenentferner und als Mittel zum Reinigen von Münzen, Geschirr, Sanitärarmaturen, Möbeln und Schmuck aus Silber und Gold verwendet. Darüber hinaus wird es zum Färben von Stoffen, zur Bekämpfung von Blattläusen, Zwiebelmotten, Zwiebelfliegen, Ameisen und Kakerlaken, zum Fensterputzen und zur Pflege rauer Haut an den Füßen verwendet.

Durch die Reaktion von Ammoniak mit Ammoniak kann ein sehr instabiles Addukt erhalten werden, das wie trockene Kristalle aussieht, was oft als spektakuläres Experiment verwendet wird.

Ist Ammoniak Ammoniak?

Manche Leute glauben, dass Ammoniak und Ammoniak dasselbe sind. Diese Meinung ist jedoch falsch. Ammoniaklösung ist Ammoniak oder mit anderen Worten eine wässrige Lösung von Ammoniumhydroxid.

A Ammoniak ist ein Ammoniumsalz, ein leicht hygroskopisches, weißes und geruchloses kristallines Pulver, das beim Erhitzen Wasserstoffnitrid (Ammoniak) verdampft. Seine Formel ist NH4Cl.

Wikipedia gibt an, dass der Stoff als Düngemittel (als Top-Dressing auf alkalischen und neutralen Böden unter Kulturpflanzen, die schlecht auf überschüssiges Chlor reagieren – Reis, Mais, Zuckerrüben), als Lebensmittelzusatzstoff E510, Flussmittel zum Löten und Elektrolytkomponenten verwendet wird in galvanischen Zellen und ein Schnelllöser in der Fotografie, ein Rauchgenerator.

Unter Laborbedingungen wird Ammoniak zur Lyse verwendet rote Blutkörperchen Um die Wirkung zu verstärken, empfiehlt sich der Einsatz in der Medizin Diuretika und Linderung von Ödemen kardialen Ursprungs.

Vorsichtsmaßnahmen

Eine topische Anwendung ist nur auf intakter Haut möglich.

Bei versehentlichem Kontakt des Produkts mit der Augenschleimhaut spülen Sie die Augen mit reichlich Wasser (mindestens 15 Minuten lang) oder einer Borsäurelösung (3 %). Öle und Salben sind in diesem Fall kontraindiziert.

Wenn Sie eine Ammoniaklösung oral einnehmen, sollten Sie Fruchtsäfte, Wasser, warme Milch mit Soda oder Mineralwasser, eine Lösung aus Zitronensäure (0,5 %) oder Essigsäure (1 %) trinken, bis diese vollständig neutralisiert ist.

Bei einer Schädigung der Atemwege sind Frischluft- und Warmwasserinhalationen unter Zusatz von Zitronensäure oder Essig angezeigt, bei Erstickungsgefahr Sauerstoff.

Was bedeuten der Ammoniakgeruch im Urin und der Ammoniakgeruch im Schweiß? .

Das solltest du über Serious wissen Auch der Geruch von Ammoniak aus dem Mund ist erkennbar.

Bei Frauen ist in den Wechseljahren und in der Schwangerschaft ein riechender Ausfluss möglich (wenn die Schwangere wenig Flüssigkeit trinkt und/oder verschiedene Medikamente und Nahrungsergänzungsmittel einnimmt).

Wenn Ihr Schweiß nach Ammoniak riecht, kann das daran liegen , , Harninkontinenz, Leberprobleme, das Vorhandensein von Bakterien, die Magengeschwüre verursachen können. Eine weitere mögliche Ursache für Körpergeruch ist die Einhaltung einer Proteindiät.

Jeder weiß, wie Ammoniak riecht. Wenn also ein charakteristischer Geruch (insbesondere wenn der Urin eines Kindes riecht) oder ein Ammoniakgeschmack im Mund auftritt, sollten Sie einen Arzt konsultieren, der die Ursache dieses Phänomens genau ermitteln und die erforderlichen Maßnahmen ergreifen wird.

Für Kinder

In der Pädiatrie wird es ab dem 3. Lebensjahr eingesetzt.

Während der Schwangerschaft

Während der Schwangerschaft und Stillzeit ist die Anwendung nur dann zulässig, wenn der Nutzen für den Körper der Frau das potenzielle Risiko für das Kind überwiegt.

In den meisten Fällen versuchen schwangere Frauen, kein Ammoniak zu verwenden. Auch Umstandsfärbemittel sollten diesen Stoff nicht enthalten. Die Liste der für schwangere Frauen am besten geeigneten Produkte umfasst die folgenden ammoniakfreien Haarfärbemittel:

• Igora Schwarzkopf (Schwarzkopf Igora Vibrance);
• Farben aus der Garnier-Palette (Garnier Color&Shine);
• Estelle-Farbe, deren Palette 140 Farbtöne umfasst;
• ammoniakfreie Farbe aus der Matrix Color Sync-Palette;
• Kutrin-Farbe.

Es gibt auch viele gute Bewertungen über die ammoniakfreie Farbe von L’Oreal (L’Oreal Professionnel LUO COLOR). Es gibt jedoch Frauen, die während der Schwangerschaft weiterhin Ammoniak-Haarfärbemittel verwenden.

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:

NH 3 + H + → NH 4 +

• Eine wässrige Ammoniaklösung („Ammoniak“) reagiert verfahrensbedingt leicht alkalisch:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH − ; K o =1,8×10 −5

• Durch Wechselwirkung mit Säuren entstehen die entsprechenden Ammoniumsalze:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3

• 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:

2NH 3 + 2K = 2KNH 2 + H 2

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 verfärbt 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:

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

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 (Methode zur Herstellung von Aminen):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (Methylammoniumhydrochlorid)

• 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:

CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

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 Amun 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; die 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 Verätzungen der Speiseröhre und des Magens (bei Einnahme einer unverdünnten Lösung) sowie zu reflektorischem Atemstillstand (bei Einatmen hoher 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)

Thema: Ammoniak. Physikalische und chemische Eigenschaften. Empfang und Bewerbung.

Lernziele: kennen den Aufbau des Ammoniakmoleküls, physikalische und chemische Eigenschaften, Anwendungsgebiete; in der Lage sein, die chemischen Eigenschaften von Ammoniak nachzuweisen: Gleichungen für die Reaktionen von Ammoniak mit Sauerstoff, Wasser, Säuren aufzustellen und diese aus der Sicht der Theorie der elektrolytischen Dissoziation und Redoxprozesse zu betrachten.

Während des Unterrichts

1. Organisatorischer Moment des Unterrichts.

2. Neues Material studieren.

Ammoniak – NH 3

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 wird Harnstoff (NH 2 ) 2 In tierischen Abfallprodukten enthaltenes CO zersetzt sich besonders schnell. Eines der Zersetzungsprodukte ist Ammoniak. Anderen Quellen zufolge erhielt Ammoniak seinen Namen vom altägyptischen Wort amonian. Dies war der Name für Menschen, die den Gott Amun verehrten. Während ihrer rituellen Zeremonien schnupperten sie Ammoniak NH 4 Cl, das beim Erhitzen Ammoniak verdampft.

1. Molekülstruktur

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 äußere Elektronenpaar ist einsam, es kann mit a eine Donor-Akzeptor-Bindung eingehen Wasserstoffion, wodurch ein Ammoniumion NH entsteht 4 + .

2. Physikalische Eigenschaften von Ammoniak

Unter normalen Bedingungen ist es ein farbloses Gas mit einem scharfen charakteristischen Geruch (Ammoniakgeruch), fast doppelt so leicht wie Luft und giftig. 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. Löslichkeit NH 3 in Wasser ist extrem groß – etwa 1200 Volumina (bei 0 °C) oder 700 Volumina (bei 20 °C) in einem Wasservolumen.

3. Ammoniakproduktion

Im Labor

In der Industrie

Um im Labor Ammoniak zu gewinnen, wird die Einwirkung starker Alkalien auf Ammoniumsalze genutzt:

NH 4 Cl + NaOH = NH 3 + NaCl + H 2 O

(NH 4 ) 2 SO 4 + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaSO 4 + 2H 2 O

Aufmerksamkeit! Ammoniumhydroxid ist eine instabile Base, zersetzt sich: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O

Halten Sie bei der Aufnahme von Ammoniak das Auffangrohr mit der Unterseite nach oben, da Ammoniak leichter als Luft ist:

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

Bedingungen:

Katalysator – poröses Eisen

Temperatur – 450 – 500 ˚С

Druck – 25 – 30 MPa

Dabei handelt es sich um den sogenannten Haber-Prozess (ein deutscher Physiker, der die physikalisch-chemischen Grundlagen der Methode entwickelte).

4. Chemische Eigenschaften von Ammoniak

Ammoniak zeichnet sich durch folgende Reaktionen aus:

1. mit einer Änderung der Oxidationsstufe des Stickstoffatoms (Oxidationsreaktion)

2. ohne die Oxidationsstufe des Stickstoffatoms zu verändern (Addition)

Reaktionen, bei denen sich die Oxidationsstufe des Stickstoffatoms ändert (Oxidationsreaktionen)

N -3 → N 0 → N +2

NH3 – ein starkes Reduktionsmittel.

mit Sauerstoff

1. Verbrennung von Ammoniak(bei Erhitzung)

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 0

2. Katalytische Oxidation von Ammoniak (Katalysator Pt – Rh, Temperatur)

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

mit Metalloxiden

2 NH 3 + 3CuO = 3Cu + N 2 + 3 H 2 O

mit starken Oxidationsmitteln

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl (beim Erhitzen)

Ammoniak ist eine schwache Verbindung und zersetzt sich beim Erhitzen

2NH 3 ↔ N 2 + 3H 2

Reaktionen ohne Änderung der Oxidationsstufe des Stickstoffatoms (Addition – Bildung des Ammoniumions NH 4 + jeweils Donor-Akzeptor-Mechanismus)

5. Anwendung von Ammoniak

Bezogen auf die Produktionsmengen nimmt Ammoniak einen der ersten Plätze ein; Jährlich werden weltweit etwa 100 Millionen Tonnen dieser Verbindung hergestellt. Ammoniak gibt es in flüssiger Form oder als wässrige Lösung – Ammoniakwasser, das meist 25 % NH enthält 3 . Aus großen Mengen Ammoniak wird dann Salpetersäure hergestellt, die zur Herstellung von Düngemitteln und vielen anderen Produkten verwendet wird. Ammoniakwasser wird auch direkt als Dünger verwendet, und manchmal werden Felder direkt aus Tanks mit flüssigem Ammoniak bewässert. Aus Ammoniak werden verschiedene Ammoniumsalze, Harnstoff und Methenamin gewonnen. Es wird auch als günstiges Kältemittel in industriellen Kühlanlagen eingesetzt.

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 trägt Ammoniak dazu bei, Latex auf seinem Weg von der Plantage zur Fabrik zu konservieren. Ammoniak wird auch bei der Herstellung von Soda nach der Solvay-Methode verwendet. In der Stahlindustrie wird Ammoniak zum Nitrieren verwendet – dabei werden die Oberflächenschichten des Stahls mit Stickstoff gesättigt, was seine Härte deutlich erhöht.

Ärzte verwenden wässrige Ammoniaklösungen (Ammoniak)in der alltäglichen Praxis: Ein in Ammoniak getränktes Wattestäbchen holt einen Menschen aus der Ohnmacht. Ammoniak ist in dieser Dosis für den Menschen ungefährlich.

3. Konsolidierung des untersuchten Materials

Nr. 1. Führen Sie Transformationen nach dem Schema durch:

a) Stickstoff → Ammoniak → Stickoxid (II)

b) Ammoniumnitrat → Ammoniak → Stickstoff

c) Ammoniak → Ammoniumchlorid → Ammoniak → Ammoniumsulfat

Erstellen Sie für ORR eine E-Bilanz; für RIO vervollständigen Sie die Ionengleichungen.

Nr. 2. Schreiben Sie vier Gleichungen für die chemischen Reaktionen, die Ammoniak erzeugen.

4. Hausaufgaben

S. 24, ex. 2,3; prüfen