Ammoniak

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 14. august 2022; verifikation kræver 1 redigering .

Ammoniak

Generel

Systematisk
navn

Hydrogennitrid

Traditionelle navne

ammoniak
ammoniak

Chem. formel

NH3 _

Rotte. formel

NH3 _

Fysiske egenskaber

gasformig

17,0306 g/ mol

0,7723 (i.a.)

10,18 ± 0,01 eV [2]

Termiske egenskaber

Temperatur

• smeltning

-77,73°C

• kogning

-33,34°C

• spontan antændelse

651 ± 1 °C [1]

Eksplosionsgrænser

15 ± 1 vol.% [2]

Kritisk punkt

132,25°C

Entalpi

• uddannelse

-45,94 kJ/mol

Specifik fordampningsvarme

1370 kJ/kg

Damptryk

8,5 ± 0,1 atm [2]

Kemiske egenskaber

Syredissociationskonstant

pK_{a}

9,21 ± 0,01 [3]

Opløselighed

• i vand

89,9 (ved 0°C)

Klassifikation

[7664-41-7]

222

231-635-3

InChI=1S/H3N/h1H3QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N

RTECS

BO0875000

CHEBI

16134

FN nummer

1005

ChemSpider

217

Sikkerhed

Begræns koncentrationen

20 mg/m 3

LD 50

200-1490 mg/kg

Toksicitet

Registrerede ammoniakpræparater tilhører 4. fareklasse for mennesker og har en generel toksisk effekt.

ECB ikoner

NFPA 704

en 3 0

Data er baseret på standardbetingelser (25 °C, 100 kPa), medmindre andet er angivet.

Mediefiler på Wikimedia Commons

Ammoniak ( brintnitrid , ammoniak , kemisk formel - NH 3 ) er en binær uorganisk kemisk forbindelse , hvis molekyle består af et nitrogenatom og tre hydrogenatomer .

Under normale forhold er ammoniak en farveløs gas med en skarp, karakteristisk lugt .

Ammoniak er et af de vigtigste produkter i den kemiske industri , dens årlige verdensproduktion overstiger 180 millioner tons.

Fysiske egenskaber

Densiteten af ammoniak er næsten halvdelen af luftens . Giftig, MPCr.z. er 20 mg / m 3 - 4. fareklasse ( lavfarlige stoffer ) i overensstemmelse med GOST 12.1.007-76. Opløseligheden af ammoniak i vand er ekstremt høj - omkring 1200 volumener (ved 0 °C) eller 700 volumener (ved 20 °C) i et volumen vand. I køling hedder det R717, hvor R står for engelsk. kølemiddel ( kølemiddel ), 7-type kølemiddel ( uorganisk forbindelse ), 17- molekylvægt .

Ammoniakmolekylet har form som en trekantet pyramide med et nitrogenatom i toppen. Tre uparrede p-elektroner af nitrogenatomet deltager i dannelsen af polære kovalente bindinger med 1s-elektroner af tre hydrogenatomer (bindinger ), det fjerde par eksterne elektroner er udelt, det kan danne en kovalent binding ved donor-acceptor-mekanismen med en hydrogenion, der danner en ammoniumion . Den ikke-bindende to-elektronsky er strengt orienteret i rummet, så ammoniakmolekylet har en høj polaritet, hvilket fører til dets gode opløselighed i vand. ${\ce {NH))$ ${\ce {NH4^+))$

I flydende ammoniak er molekylerne forbundet med hydrogenbindinger . En sammenligning af de fysiske egenskaber af flydende ammoniak med vand viser, at ammoniak har lavere kogepunkter (t kip -33,35 ° C) og smeltepunkter (t pl -77,70 ° C), samt lavere densitet, viskositet (7 gange mindre viskositet) af vand), ledningsevne (leder næsten ikke elektricitet) og dielektrisk konstant. Dette forklares til en vis grad af, at styrken af hydrogenbindinger i flydende ammoniak er væsentligt lavere end i vand; og også ved, at der i ammoniakmolekylet kun er ét par udelte elektroner, i modsætning til to par i vandmolekylet, hvilket ikke gør det muligt at danne et omfattende netværk af brintbindinger mellem flere molekyler. Ammoniak passerer let ind i en farveløs væske med en densitet på 681,4 kg/m 3 , som kraftigt bryder lys. Ligesom vand er flydende ammoniak meget forbundet, hovedsageligt gennem dannelsen af hydrogenbindinger. Flydende ammoniak er et godt opløsningsmiddel for et meget stort antal organiske såvel som mange uorganiske forbindelser. Fast ammoniak - kubiske krystaller.

Kemiske egenskaber

På grund af tilstedeværelsen af et ensomt elektronpar i mange reaktioner, virker ammoniak som en Brønsted-base eller et kompleksdannende middel. Så det vedhæfter en proton og danner en ammoniumion :

{\ce {NH3 + H+ -> NH4+))

En vandig opløsning af ammoniak (" ammoniak ") har en let alkalisk reaktion på grund af processens flow:

{\ce {NH3 + H2O -> NH4+ + OH-}}

, Ko = 1,8⋅10-5 .

Interaktion med syrer giver de tilsvarende ammoniumsalte:

{\ce {NH3 + HNO3 -> NH4NO3}}

Ammoniak er også i stand til at danne salte med metaller - amider , imider og nitrider . Forbindelser, der indeholder ioner , kaldes amider, - imider og - nitrider. Alkalimetalamider opnås ved at virke på dem med ammoniak: ${\ce {NH2-))$ ${\displaystyle {\ce {NH^{2-)))))$ ${\displaystyle {\ce {N^{3-)))))$

{\ce {2NH3 + 2K -> 2KNH2 + H2 ^}}

Amider, imider og nitrider af en række metaller dannes som følge af visse reaktioner i flydende ammoniak. Nitrider kan opnås ved at opvarme metaller i en nitrogenatmosfære.

Metalamider er analoger af hydroxider. Denne analogi styrkes af, at ionerne og , samt molekylerne og er isoelektroniske. Amider er stærkere baser end hydroxider og gennemgår derfor irreversibel hydrolyse i vandige opløsninger: ${\ce {OH-))$ ${\ce {NH2-))$ ${\ce {H2O))$ ${\ce {NH3))$

{\ce {NaNH2 + H2O -> NaOH + NH3 ^}}

og i alkoholer:

{\ce {KNH2 + C2H5OH -> C2H5OK + NH3 ^}}

Ligesom vandige opløsninger af alkalier leder ammoniakopløsninger af amider elektrisk strøm godt, hvilket skyldes dissociation:

{\ce {KNH2\rightleftarrows {K+}+NH2-}}

Phenolphtalein i disse opløsninger bliver rød, når syrer tilsættes, neutraliseres de. Amiders opløselighed ændres i samme rækkefølge som hydroxidernes opløselighed: - uopløselige, - svagt opløselige og - godt opløselige. ${\ce {LiNH2))$ ${\ce {NaNH2))$ ${\ce {KNH2))$ ${\ce {RbNH2))$ ${\ce {CsNH2))$

Ved opvarmning nedbrydes ammoniak og udviser reducerende egenskaber. Så det brænder i en iltatmosfære og danner vand og nitrogen. Oxidationen af ammoniak med luft på en platinkatalysator giver nitrogenoxider, som bruges i industrien til fremstilling af salpetersyre :

{\ce {2NH3->[1200{\text{—}}1300~^{\circ }{\text{C}}]{N2}+3H2}}

(reaktionen er reversibel),

{\ce {4NH3 + 3O2 -> 2N2 ^ + 6H2O))

(uden katalysator, ved forhøjet temperatur),

{\ce {4NH3 + 5O2 -> 4NO^ + 6H2O))

(i nærvær af en katalysator ved forhøjet temperatur).

Anvendelsen af ammoniak til at rense metaloverfladen fra oxider under deres lodning er baseret på den reducerende evne : ${\ce {NH3))$ ${\ce {NH4Cl))$

{\ce {3CuO + 2NH4Cl -> 3Cu + 3H2O + 2HCl + N_2))

Ved at oxidere ammoniak med natriumhypochlorit i nærværelse af gelatine opnås hydrazin :

{\ce {2NH3 + NaOCl -> N2H4 + NaCl + H2O))

Halogener (klor, jod ) danner farlige sprængstoffer med ammoniak - nitrogenhalogenider (nitrogenklorid, nitrogeniodid ).

Med haloalkaner indgår ammoniak i en nukleofil additionsreaktion og danner en substitueret ammoniumion (en metode til at opnå aminer):

{\ce {NH3 + CH3Cl -> [CH3NH3]Cl))

(methylammoniumhydrochlorid).

Med carboxylsyrer giver deres anhydrider , syrehalogenider, estere og andre derivater amider. Med aldehyder og ketoner - Schiff-baser , som kan reduceres til de tilsvarende aminer (reduktiv aminering ).

Ved 1000 °C reagerer ammoniak med kul , danner blåsyre og nedbrydes delvist til nitrogen og brint. Det kan også reagere med metan og danne den samme blåsyre: ${\ce {HCN))$

{\ce {2CH4 + 2NH3 + 3O2 -> 2HCN^ + 6H2O))

${\ce {NH4OH -> NH3 ^ + H2O))$ .

Med kobbersalte og med sølv danner komplekse ammoniaksalte

{\ce {Cu(NO3)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](NO3)2))

{\ce {Cu3(PO4)2 + 12NH3 -> [Cu(NH3)4]3(PO4)2))

{\ce {Cu(CH3COO)2 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4](CH3COO)2))

{\ce {AgNO3 + 2NH3 -> [Ag(NH3)2]NO3))

Historie

Ammoniak blev først isoleret i sin rene form af J. Priestley i 1774 , som kaldte det "alkalisk luft" ( engelsk alkalisk luft ) [4] . Elleve år senere, i 1785, fastslog C. Berthollet den nøjagtige kemiske sammensætning af ammoniak [5] . Siden da er der begyndt forskning i verden i produktion af ammoniak fra nitrogen og brint . Ammoniak var meget nødvendigt for syntesen af nitrogenforbindelser, da deres produktion fra chilensk salpeter var begrænset af den gradvise udtømning af sidstnævnte. Problemet med faldende lagre af salpeter blev mere akut i slutningen af det 19. århundrede. Først i begyndelsen af det 20. århundrede var det muligt at opfinde en proces til syntese af ammoniak egnet til industrien. Dette blev udført af F. Gaber , som begyndte at arbejde på dette problem i 1904 og i 1909 havde skabt et lille kontaktapparat, hvori han brugte øget tryk (i overensstemmelse med Le Chatelier-princippet ) og en osmiumkatalysator . Den 2. juli 1909 arrangerede Haber en test af apparatet i nærværelse af K. Bosch og A. Mittash , begge fra Baden Aniline and Soda Plant ( BASF ), og modtog ammoniak. I 1911 skabte C. Bosch en storstilet version af apparatet til BASF, og derefter blev det bygget og den 9. september 1913 verdens første ammoniaksynteseanlæg, som lå i Oppau (nu et distrikt i byen Ludwigshafen am Rhein ), blev sat i drift ) og ejet af BASF. I 1918 vandt F. Haber Nobelprisen i kemi "for syntesen af ammoniak fra dets bestanddele." I Rusland og USSR blev det første parti syntetisk ammoniak opnået i 1928 på Chernorechensky kemiske fabrik [6] .

Navnets oprindelse

Ammoniak (på europæiske sprog lyder navnet som "ammoniak") fra andet græsk. hals ammöniakos er navnet på ammoniak, som blev opnået i Ammonium-oasen i den libyske ørken [7] , der ligger ved krydset mellem karavaneruter. I varme klimaer nedbrydes urinstof (NH 2 ) 2 CO indeholdt i animalsk affald særligt hurtigt. Et af nedbrydningsprodukterne er ammoniak. Ifølge andre kilder fik ammoniak sit navn fra det gamle egyptiske ord amoniak. . Såkaldte mennesker, der tilbeder guden Amun . Under deres rituelle ritualer snusede de til mineralet ammoniak (NH 4 Cl), som ved opvarmning fordamper ammoniak .

Flydende ammoniak

Ammoniak bliver flydende ved en temperatur på -36 ° C, eller stuetemperatur og et tryk på omkring 8,5 atmosfærer, hvilket gør det bekvemt at opbevare og transportere i flydende form (se ammoniakrørledning ).

Flydende ammoniak, selv om det er i lille udstrækning, dissocieres til ioner (autoprotolyse), hvilket viser sin lighed med vand :

{\ce {2NH3 -> NH4^+ + NH2^-}}

Selvioniseringskonstanten for flydende ammoniak ved -50 °C er ca. 10 -33 (mol/l 2 ).

Flydende ammoniak er ligesom vand et stærkt ioniserende opløsningsmiddel , hvori en række aktive metaller opløses: alkali , jordalkali ,,, og også . I modsætning til vand reagerer disse metaller ikke med flydende ammoniak, de opløses nemlig og kan isoleres i deres oprindelige form ved fordampning af opløsningsmidlet. Opløseligheden af alkalimetaller i væske er flere titusinder af procent. Nogle intermetalliske forbindelser , der for eksempel indeholder alkalimetaller, opløses også i flydende ammoniak . ${\ce {Mg))$ ${\ce {Al}}$ ${\ce {Eu))$ ${\ce {Yb))$ ${\ce {NH3))$ ${\ce {NH3))$ ${\ce {Na4Pb9}}$

Fortyndede opløsninger af metaller i flydende ammoniak er blå, koncentrerede opløsninger har en metallisk glans og ligner bronze . Under fordampning af ammoniak isoleres alkalimetaller i ren form og jordalkalimetal - i form af komplekser med ammoniak , som har metallisk ledningsevne. Ved svag opvarmning nedbrydes disse komplekser til metal og . ${\ce {[{\text{E}}(NH3)6]}}$ ${\ce {NH3))$

Opløst i metallet reagerer gradvist med dannelse af amid : ${\ce {NH3))$

{\ce {2Na + 2NH3 -> 2NaNH2 + H2}}

Metalamiderne fra reaktionen med ammoniak indeholder en negativ ion , som også dannes ved selvionisering af ammoniak. Metalamider er således analoger til hydroxider. Reaktionshastigheden stiger, efterhånden som du går fra til . Reaktionen accelereres kraftigt i nærværelse af selv små urenheder . ${\ce {NH2^-}}$ ${\ce {Li}}$ ${\ce {Cs))$ ${\ce {H2O))$

Metal-ammoniak-opløsninger har metallisk ledningsevne; i dem henfalder metalatomer til positive ioner og solvatiserede elektroner omgivet af molekyler . Metal-ammoniakopløsninger indeholdende frie elektroner er de stærkeste reduktionsmidler. ${\ce {NH3))$

Mange salte har en anden opløselighed i flydende ammoniak sammenlignet med vand. Den komparative opløselighed af nogle salte i vand og flydende ammoniak (g salt pr. 100 g opløsningsmiddel) er angivet i nedenstående tabel [8] :

Opløsningsmiddel	AgI	Ba(NO 3 ) 2	KI	NaCl	BaCl2 _	ZnCl2 _
H2O _ _	0	9	144	36	36	367
NH3 _	207	97	182	3	0	0

På grund af denne anderledes opløselighed forløber mange reaktioner i flydende ammoniak anderledes end i vand. For eksempel:

{\displaystyle {\mathsf {Ba(NO_{3})_{2}+2AgCl=BaCl_{2}\downarrow +2AgNO_{3))))

I vand forløber denne reaktion i den modsatte retning.

Kompleksering

På grund af deres elektrondonerende egenskaber kan NH3- molekyler inkluderes som en ligand i sammensætningen af komplekse forbindelser . Introduktionen af overskydende ammoniak i opløsninger af salte af d-metaller fører således til dannelsen af deres aminokomplekser:

{\ce {CuSO4 + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]SO4))

{\ce {Ni(NO3)2 + 6NH3 -> [Ni(NH3)6](NO3)2))

Kompleksdannelse er normalt ledsaget af en ændring i opløsningens farve. Så i den første reaktion bliver den blå farve ( ) til mørkeblå (farven på komplekset), og i den anden reaktion ændres farven fra grøn ( ) til blåviolet. De stærkeste komplekser danner chrom og kobolt i +3 oxidationstilstand. ${\ce {CuSO4}}$ ${\ce {Ni(NO3)2))$ ${\ce {NH3))$

Biologisk rolle

Ammoniak er en vigtig kilde til nitrogen for levende organismer. På trods af det høje indhold af frit kvælstof i atmosfæren (mere end 75%) er det meget få levende væsener, der er i stand til at bruge atmosfærens frie, neutrale diatomiske kvælstof, gas . Derfor, for at inkludere atmosfærisk nitrogen i den biologiske cyklus, især i syntesen af aminosyrer og nukleotider , er en proces kaldet " nitrogenfiksering " nødvendig. Nogle planter er afhængige af tilgængeligheden af ammoniak og andre nitrogenholdige forbindelser dannet i jorden som følge af nedbrydning af organiske (plante- og dyrerester). Andre, såsom bælgfrugter, drager fordel af symbiose med nitrogenfikserende bakterier (rhizobia), som er i stand til at syntetisere ammoniak fra atmosfærisk nitrogen [10] ved hjælp af enzymer kaldet nitrogenaser . ${\ce {N2))$

Ammoniak er også et slutprodukt af aminosyremetabolisme , nemlig produktet af aminosyredeaminering katalyseret af enzymer såsom glutamatdehydrogenase. Udskillelse af uændret ammoniak er den sædvanlige vej til ammoniakafgiftning hos vandlevende væsner (fisk, hvirvelløse vanddyr og til dels padder). Hos pattedyr, herunder mennesker, omdannes ammoniak sædvanligvis hurtigt til urinstof , som er meget mindre giftigt og især mindre basisk og mindre reaktivt som et reduktionsmiddel. Urinstof er hovedbestanddelen af den tørre rest af urin. De fleste fugle, krybdyr, insekter, spindlere udskiller dog ikke urinstof, men urinsyre som den vigtigste nitrogenholdige rest .

Ammoniak spiller også en vigtig rolle i både normal og patologisk dyrefysiologi. Ammoniak produceres under normal aminosyremetabolisme, men er meget giftig ved høje koncentrationer [11] . Dyrelever omdanner ammoniak til urinstof gennem en række sekventielle reaktioner kendt som urinstofcyklussen. Leverdysfunktion, som den, der ses ved skrumpelever , kan svække leverens evne til at afgifte ammoniak og danne urinstof fra det, hvilket resulterer i forhøjede niveauer af ammoniak i blodet, en tilstand kaldet hyperammonæmi. Et lignende resultat - en stigning i niveauet af fri ammoniak i blodet og udviklingen af hyperammonæmi - fører til tilstedeværelsen af medfødte genetiske defekter i urinstofcyklussens enzymer, såsom for eksempel ornithincarbamyltransferase. Det samme resultat kan være forårsaget af en krænkelse af nyrernes udskillelsesfunktion ved alvorlig nyresvigt og uræmi: på grund af en forsinkelse i frigivelsen af urinstof stiger dets niveau i blodet så meget, at "urinstofcyklussen" begynder at fungere "i den modsatte retning" - overskydende urinstof hydrolyseres tilbage af nyrerne til ammoniak og kuldioxidgas, og som et resultat stiger niveauet af ammoniak i blodet. Hyperammonæmi bidrager til nedsat bevidsthed og udvikling af soporøse og komatøse tilstande ved hepatisk encefalopati og uræmi, samt til udvikling af neurologiske lidelser, der ofte observeres hos patienter med medfødte defekter i urinstofcyklusenzymer eller med organisk aciduri [12] .

Mindre udtalt, men klinisk signifikant, hyperammonæmi kan observeres i alle processer, hvor der observeres øget proteinkatabolisme, for eksempel med omfattende forbrændinger , vævskompression eller knusningssyndrom, omfattende purulente-nekrotiske processer, koldbrand i ekstremiteterne, sepsis osv. , såvel som med nogle endokrine lidelser, såsom diabetes mellitus , svær thyrotoksikose . Særligt høj er sandsynligheden for hyperammonæmi i disse patologiske tilstande i tilfælde, hvor den patologiske tilstand ud over øget proteinkatabolisme også forårsager en udtalt krænkelse af leverens afgiftende funktion eller nyrernes udskillelsesfunktion.

Ammoniak er vigtig for at opretholde en normal syre-base balance i blodet. Efter dannelsen af ammoniak fra glutamin kan alfa-ketoglutarat nedbrydes yderligere til dannelse af to bicarbonatmolekyler , som derefter kan bruges som en buffer til at neutralisere diætsyrer. Ammoniakken opnået fra glutamin udskilles derefter i urinen (både direkte og i form af urinstof), hvilket, givet dannelsen af to bikarbonatmolekyler fra ketoglutarat, i alt fører til et tab af syrer og et skift i blodets pH til den alkaliske side. Desuden kan ammoniak diffundere gennem nyretubuli, kombineres med brintionen og udskilles sammen med denne ( ) og derved yderligere bidrage til fjernelse af syrer fra kroppen [13] . ${\ce {NH3 + H^+ -> NH4^+))$

Ammoniak og ammoniumioner er giftige biprodukter fra dyremetabolisme. Hos fisk og hvirvelløse vanddyr frigives ammoniak direkte i vandet. Hos pattedyr (herunder vandpattedyr), padder og hajer omdannes ammoniak til urinstof i urinstofkredsløbet, fordi urinstof er meget mindre giftigt, mindre kemisk reaktivt og mere effektivt kan "opbevares" i kroppen, indtil det kan udskilles. Hos fugle og krybdyr (krybdyr) omdannes ammoniaken, der dannes under stofskiftet, til urinsyre, som er en fast rest og kan isoleres med minimalt vandtab [14] .

Da ammoniak dannes under proteinnedbrydning , er dets tilstedeværelse i naturlige vand et tegn på deres forurening [15] .

Fysiologisk virkning og toksikologi

Ammoniak er klassificeret som et giftigt stof, ifølge GOST 12.1.007-76 henvises det til det 4. fareniveau.

Ifølge den fysiologiske effekt på kroppen tilhører det gruppen af stoffer med en kvælende og neurotropisk effekt, som ved indånding kan forårsage toksisk lungeødem og alvorlig skade på nervesystemet . Ammoniak har både lokale og resorptive virkninger.

Ammoniakdamp irriterer kraftigt slimhinderne i øjnene og åndedrætsorganerne samt huden [16] . Dette er en person og opfatter som en stikkende lugt. Ammoniakdampe forårsager voldsom tåreflåd, smerter i øjnene, kemiske forbrændinger af bindehinden og hornhinden, tab af syn, hosteanfald, rødme og kløe i huden. Når flydende ammoniak og dets opløsninger kommer i kontakt med huden, opstår der en brændende fornemmelse, en kemisk forbrænding med blærer og sår er mulig. Desuden optager flydende ammoniak varme under fordampningen, og der opstår forfrysninger af forskellig grad, når det kommer i kontakt med huden. Lugten af ammoniak mærkes ved en koncentration på 37 mg/m³ [17] .

Den maksimalt tilladte koncentration af ammoniak i luften i industrilokalets arbejdsområde ( MAC ) er 20 mg/m 3 [18] . I den atmosfæriske luft i bebyggelser og boliger bør den gennemsnitlige daglige koncentration af ammoniak ( MPCs.s. ) ikke overstige 0,04 mg/m 3 [19] . Den maksimale enkeltkoncentration i atmosfæren er 0,2 mg/m 3 . Lugten af ammoniak indikerer således, at de tilladte grænser er overskredet.

Irritation af svælget manifesteres, når ammoniakindholdet i luften er 280 mg / m 3 , øjet - 490 mg / m 3 . Ved udsættelse for meget høje koncentrationer forårsager ammoniak hudlæsioner: 7-14 g/m 3 - erytematøs , 21 g/m 3 eller mere - bulløs dermatitis . Toksisk lungeødem udvikler sig, når det udsættes for ammoniak i en time med en koncentration på 1,5 g/m 3 . Kortvarig eksponering for ammoniak i en koncentration på 3,5 g/m 3 og hurtigere fører til udvikling af generelle toksiske effekter.

I verden er den maksimale koncentration af ammoniak i atmosfæren (mere end 1 mg/m 3 ) observeret i Indo-Gangetic Plain, i Central Valley i USA og i Turkestan (tidligere Sydkasakhstan) regionen i Kasakhstan [20] .

Ansøgning

Det bruges hovedsageligt til fremstilling af nitrogengødning ( ammoniumnitrat og -sulfat, urinstof ), sprængstoffer og polymerer , salpetersyre (kontaktmetode), sodavand (ammoniakmetode) og andre kemiske produkter. Flydende ammoniak bruges som opløsningsmiddel .

I køling bruges det som kølemiddel (R717) (se " Ammoniakkøleanlæg ").

I medicin bruges 10% ammoniakopløsning, ofte kaldet ammoniak , til at besvime (for at ophidse vejrtrækningen), til at stimulere opkastning, såvel som eksternt - neuralgi, myositis, insektbid og til at behandle kirurgens hænder. Hvis det bruges forkert, kan det forårsage forbrændinger af spiserøret og maven (i tilfælde af at du tager en ufortyndet opløsning), refleksåndedrætsstop (ved indånding i høje koncentrationer).

Påføres topisk, indånding og indeni. For at ophidse vejrtrækningen og bringe patienten ud af besvimelse, skal du forsigtigt bringe et lille stykke gaze eller vat fugtet med ammoniak til patientens næse (i 0,5-1 s). Inde (kun i avl) for at fremkalde opkastning. Med insektbid - i form af lotioner; med neuralgi og myositis - gnidning med ammoniakliniment. I kirurgisk praksis opdrættes de i varmt kogt vand og vasker deres hænder.

Da ammoniak er en svag base, neutraliserer den syrer, når den interagerer med dem.

Den fysiologiske virkning af ammoniak skyldes den skarpe lugt af ammoniak, som irriterer specifikke receptorer i næseslimhinden og exciterer hjernens respiratoriske og vasomotoriske centre, hvilket forårsager øget vejrtrækning og øget blodtryk.

Frostvæske additiv til tørmørtler relateret til acceleratorer. Den anbefalede dosering er 2...8 vægt% af komponenterne i tørblandingen, afhængig af påføringstemperaturen. Ammoniakvand er et produkt, der er gasformig ammoniak opløst i vand. ${\ce {NH3.H2O}}$ ${\ce {NH3))$

I blomsteravl bruges ammoniakdampe til at ændre farven på blomster. For eksempel bliver blå og blå kronblade grønne, lyse røde - sorte [21] . Nogle blomster, såsom asters , der er naturligt lugtfri, får en behagelig aroma efter behandling med ammoniak [21] .

Henter

Den industrielle metode til fremstilling af ammoniak er baseret på den direkte vekselvirkning mellem brint og nitrogen ( Haber-processen ):

{\ce {N2\ +\ 3H2\rightleftarrows 2NH3))

+ 91,84 kJ .

Reaktionen sker med frigivelse af varme og et fald i volumen. Derfor bør reaktionen ud fra princippet om Le Chatelier udføres ved de lavest mulige temperaturer og ved høje tryk - så vil ligevægten blive forskudt til højre. Reaktionshastigheden ved lave temperaturer er dog ubetydelig, og ved høje temperaturer stiger hastigheden af den omvendte reaktion. At udføre reaktionen ved meget høje tryk kræver skabelse af specialudstyr, der kan modstå højt tryk, og dermed en stor investering. Desuden etableres reaktionens ligevægt, selv ved 700 °C, for langsomt til dens praktiske anvendelse.

Outputtet af ammoniak ( i volumenprocent ) for en passage af katalysatoren ved forskellige temperaturer og tryk har følgende værdier [22] :

	100 kl	300 kl	1000 kl	1500 kl	2000 kl	3500 ,- kl
400°C	25.12	47,00	79,82	88,54	93,07	97,73
450°C	16.43	35,82	69,69	84,07	89,83	97,18
500°C	10,61	26,44	57,47	Ingen data
550°C	6,82	19.13	41,16	Ingen data

${\ce {CaCN2 + 3H2O -> CaCO3 + 2NH3 ^}}$

Anvendelsen af en katalysator (porøst jern med urenheder af Al 2 O 3 og K 2 O) gjorde det muligt at fremskynde opnåelsen af en ligevægtstilstand. Interessant nok blev mere end 20 tusinde forskellige stoffer prøvet i søgningen efter en katalysator til denne rolle.

I betragtning af alle ovenstående faktorer udføres processen med at opnå ammoniak under følgende betingelser: temperatur 500 ° C, tryk 350 atmosfærer, katalysator . Udbyttet af ammoniak under sådanne betingelser er ca. 30%. Under industrielle forhold anvendes cirkulationsprincippet - ammoniak fjernes ved afkøling, og uomsat nitrogen og brint returneres til syntesesøjlen. Dette viser sig at være mere økonomisk end at opnå et højere reaktionsudbytte ved at øge trykket.

For at opnå ammoniak i laboratoriet bruges virkningen af stærke alkalier på ammoniumsalte:

{\ce {NH4Cl + NaOH -> NH3^ + NaCl + H2O))

Ammoniak opnås sædvanligvis i laboratoriet ved svag opvarmning af en blanding af ammoniumchlorid og læsket kalk.

{\ce {2NH4Cl + Ca(OH)2 -> CaCl2 + 2NH3 ^ + 2H2O))

For at tørre ammoniak ledes den gennem en blanding af kalk og kaustisk soda.

Meget tør ammoniak kan opnås ved at opløse natriummetal i det og efterfølgende destillere det . Dette gøres bedst i et system lavet af metal under vakuum . Systemet skal modstå højt tryk (ved stuetemperatur er det mættede damptryk af ammoniak ca. 10 atmosfærer) [23] . I industrien tørres ammoniak i absorptionssøjler . .

Forbrugsrater pr. ton ammoniak

Til produktion af et ton ammoniak i Rusland i 2007 bruges der i gennemsnit 1200 Nm 3 naturgas i Europa - 900 Nm 3 [24] [25] [26] [27] [28] .

Den hviderussiske "Grodno Azot" forbruger 1200 Nm 3 naturgas pr. ton ammoniak, efter modernisering forventes forbruget at falde til 876 Nm 3 [29] .

Ukrainske producenter forbruger fra 750 Nm 3 [30] til 1170 Nm 3 [31] naturgas pr. ton ammoniak.

Ifølge UHDE-teknologien deklareres forbruget af 6,7-7,4 Gcal energiressourcer pr. ton ammoniak [32] .

Ammoniak i medicin

Til insektbid påføres ammoniak eksternt i form af lotioner. En 10% ammoniakopløsning i vand er kendt som ammoniak .

Bivirkninger er mulige: ved langvarig eksponering (indåndingsbrug) kan ammoniak forårsage refleksåndedrætsstop.

Topisk applikation er kontraindiceret til dermatitis, eksem, andre hudsygdomme samt åbne traumatiske skader i huden.

I tilfælde af utilsigtet skade på øjets slimhinde af ammoniak, skyl øjnene med vand (15 gange hvert 10. minut) eller 5 % borsyreopløsning uden at gnide øjnene. Olier og salver bruges ikke. Med næsens og svælgets nederlag - 0,5% opløsning af citronsyre eller naturlige juicer. Ved indtagelse drik vand, frugtjuice, mælk, gerne 0,5 % citronsyreopløsning eller 1 % eddikesyreopløsning, indtil mavesækkens indhold er fuldstændig neutraliseret.

Interaktion med andre lægemidler er dårligt forstået.

Ammoniakproducenter

Ammoniakproducenter i Rusland

Selskab	2006, tusinde tons	2007, tusind tons
JSC "Togliattiazot"	2634	2403,3
OAO NAK Azot	1526	1514,8
JSC "Akron"	1526	1.114,2
OAO " Nevinnomyssky Azot ", Nevinnomyssk	1065	1.087,2
Minudobreniya JSC (Rossosh)	959	986,2
OJSC "AZOT", Kemerovo	854	957,3
OJSC "Azot"[ ryd op ]	869	920,1
OJSC "ZMU KCCW"	956	881,1
OJSC Cherepovets Azot	936	790,6
ZAO Kuibyshevazot	506	570,4
Gazprom Salavat neftekhim"	492	512,8
"Mineralgødning" (Perm)	437	474,6
OJSC Dorogobuzh	444	473,9
OAO Voskresensk Mineralgødning	175	205,3
OJSC Shchekinoazot	58	61,1
JSC "Ammoniy" (Mendeleevsk) [1]	—	—
i alt	13 437	12.952,9

Rusland tegner sig for omkring 9% af verdens ammoniakproduktion. Rusland er en af verdens største eksportører af ammoniak. Omkring 25 % af den samlede ammoniakproduktion eksporteres, hvilket er omkring 16 % af verdens eksport.

Ved udgangen af 2014 blev der produceret 14,8 millioner tons ammoniak i Rusland (+2 % i forhold til 2013) (ifølge Rosstat). Ammoniakproduktionen i Rusland er koncentreret i Volga føderale distrikt (46 % i 2014). Dette efterfølges af Central Federal District (23 %) og Northwestern Federal District (16 %).

Omkring 25 % af den russiske ammoniakproduktion eksporteres. I 2014 udgjorde mængden af russisk ammoniakeksport (ifølge Federal Customs Service) således 3,6 millioner tons (+6% sammenlignet med 2013) i en mængde på 1,6 milliarder USD.

De vigtigste modtagerlande i 2014 var Ukraine, Finland og Litauen [33] .

Ammoniakproducenter i Ukraine

Selskab	2008
PJSC bekymring Stirol	1331
Odessa Havnefabrik	1128
Severodonetsk Association Azot	1015
Azot (Cherkasy)	0778
Dneproazot, Dneprodzerzhinsk	0515
"Rivnoazot"	0382
i alt	5149

Se også

Ammoniak

Noter

↑ http://www.cdc.gov/niosh/ipcsneng/neng0414.html
↑ 1 2 3 http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0028.html
↑ Hall H. K. Korrelation af aminernes basisstyrker 1 // J. Am. Chem. soc. / P. J. Stang - American Chemical Society , 1957. - Vol. 79, Iss. 20. - P. 5441-5444. — ISSN 0002-7863 ; 1520-5126 ; 1943-2984 - doi:10.1021/JA01577A030
↑ Priestley, Joseph. Observationer om alkalisk luft // Eksperimenter og observationer af forskellige slags luft . - Anden version. - 1775. - Bd. I.-P. 163-177.
↑ Berthollet. Analyse de'l Alkali volatil (fransk) // Histoire de l'Académie Royale des Sciences. Annee M. DCCLXXXV. Avec les Mémoires de Mathématique & de Physique pour la même Année. - 1788. - S. 316-326 .
↑ Malina I.K. Syntese af ammoniak // Læsebog om uorganisk kemi. Studiehjælp. Del II. - M .: Uddannelse , 1975. - S. 52-62 .
↑ Ordbog over fremmede ord. - M .: " Russisk sprog ", 1989. - 624 s. ISBN 5-200-00408-8
↑ Udg. Yu.D. Tretyakov. Uorganisk kemi: i 3 bind - Moskva: Publishing Center "Academy", 2004. - T. 2. - S. 178.
↑ Karl S. Roth, MD. Hyperammonæmi . _ Medscape (31. maj 2007). Hentet 7. juli 2009. Arkiveret fra originalen 23. december 2008.
↑ MB Adjei, KH Quesenberry, CG Chamblis. Nitrogenfiksering og podning af foderbælgplanter . University of Florida IFAS Extension (juni 2002). Arkiveret fra originalen den 20. maj 2007.
↑ PubChem Substance Summary . Hentet 7. juli 2009. Arkiveret fra originalen 28. december 2011.
↑ Johannes Zschocke, Georg Hoffman. Vademecum Metabolisme (tysk) . — Friedrichsdorf, Tyskland: Milupa GmbH, 2004.
↑ Burton D. Rose, Helmut G. Rennke. Renal Patofysiologi . — Baltimore: Williams & Wilkins, 1994. - ISBN 0-683-07354-0 .
↑ Neil A. Campbell, Jane B. Reece. 44 // Biologi (engelsk) . — 6. udgave — San Francisco: Pearson Education, 2002. - S. 937 -938. — 1175 s. - ISBN 0-8053-6624-5 . — ISBN 978-0805366242 .
↑ Forrådnelse af proteiner . Hentet 11. april 2020. Arkiveret fra originalen 11. april 2020. (ubestemt)
↑ Ferdman D. L .; Lepakhin V. K. (farm.), Marchenko E. N. (prof.), Shvaikova M. D. (retsvæsen). Ammoniak // Big Medical Encyclopedia : i 30 bind / kap. udg. B.V. Petrovsky . - 3. udg. - M .: Soviet Encyclopedia , 1974. - T. 1: A - Antibiose. - S. 382-384. — 576 s. : syg.
↑ RCBZ-vejledning . Karakteristika for kemisk farlige nødstoffer (utilgængeligt link) . rhbz.info . Hentet 28. marts 2021. Arkiveret fra originalen 30. december 2011. (ubestemt)
↑ GOST 12.1.005-88. System af arbejdssikkerhedsstandarder. Generelle sanitære og hygiejniske krav til luften i arbejdsområdet
↑ SanPiN 2.1.2.1002-00. Sanitære og epidemiologiske krav til beboelsesbygninger og lokaler
↑ Peter Obraztsov. Det er godt, at vi ikke har nok ammoniak. Det er slemt, at der er få køer . Izvestia (30. juni 2009). Hentet: 28. marts 2021. (ubestemt)
↑ 1 2 Kunstig farveændring af blomsterblade . Planternes fantastiske verden . Hentet 28. marts 2021. Arkiveret fra originalen 2. juli 2015. (ubestemt)
↑ Khodakov Yu. V., Epshtein D. A., Gloriozov P. A. § 19. Interaktion mellem nitrogen og brint // Uorganisk kemi. Lærebog for klasse 9. - 7. udg. - M . : Uddannelse , 1976. - S. 38-41. — 2.350.000 eksemplarer.
↑ Gordon A., Ford R. Chemist's Companion / Per. fra engelsk. Rozenberga E. L., Koppel S. I. - M. : Mir , 1976. - 544 s.
↑ FAKTORER FOR KONKURRENCEEVNE PÅ AMMONIAKNITRAT-GØDNINGSMARKEDET Arkiveret 15. november 2013 på Wayback Machine .
↑ AMMONIKAPLANTER HOS RUSSISKE VIRKSOMHEDER Arkiveret 15. november 2013 på Wayback Machine .
↑ AMMONIAK- OG UREA-PRODUCENTER I RUSLAND (Del I) Arkiveret 11. april 2013 på Wayback Machine .
↑ AMMONIAK- OG UREA-PRODUCENTER I RUSLAND (Del II) Arkiveret 20. november 2012 på Wayback Machine .
↑ AMMONIAK- OG UREA-PRODUCENTER I RUSLAND (Del III) Arkiveret 22. november 2012 på Wayback Machine .
↑ Lukashenka krævede at fremskynde moderniseringen af Grodno Azot Arkiveret 2. december 2012 på Wayback Machine . 21.af.
↑ Ammoniumnitrat 095-2471996: Indvirkning på Hryvnia Arkiveret 18. juni 2013 på Wayback Machine .
↑ Ammoniumnitrat 095-2471996: Vores kemikere er foran Russian Archived 18. juni 2013 på Wayback Machine .
↑ Ammoniakproduktionsteknologi (utilgængeligt link) . Hentet 16. august 2011. Arkiveret fra originalen 13. juni 2013. (ubestemt)
↑ En fjerdedel af russisk ammoniak eksporteres (utilgængeligt link) . Arkiveret fra originalen den 4. marts 2016. (ubestemt)

Litteratur

Akhmetov N. S. Generel og uorganisk kemi. - M . : Højere skole, 2001.
Karapetyants M.Kh. , Drakin S.I. Generel og uorganisk kemi. - M . : Kemi, 1994.
Akimova L. D. At studere det grundlæggende i køling. - M. , 1996.
Elnitsky A.P., Vasilevskaya E.I., Sharapa E.I., Shimanovich I.E. Chemistry. - Mn. : Narodnaya asveta, 2007.

Links

Ammoniak, gas // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Vandammoniak // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Ammoniak // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Ammonemia // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890-1907.
Ammoniak (engelsk) . NIST Kemi WebBook . USAs handelsminister på vegne af USA. Hentet: 28. marts 2021.

Ordbøger og encyklopædier

Flot dansk
Fantastisk catalansk
Fantastisk norsk
Stor russer
Brockhaus og Efron
Brockhaus og Efron
jorden rundt
Lille Brockhaus og Efron
Encyklopædisk leksikon
Britannica (online)
Universalis

I bibliografiske kataloger
BNF : 12532810x GND : 4001735-7 J9U : 987007293895805171 LCCN : sh85004538 NDL : 00560264 NKC : ph502999