Ammoniakki on ammoniakkia. Ammoniakin kaava, ominaisuudet ja käyttötarkoitukset

Aihe: Ammoniakki. Fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet. Kuitti ja hakemus.

Oppitunnin tavoitteet: tuntea ammoniakkimolekyylin rakenteen, fysikaaliset ja kemialliset ominaisuudet, käyttöalueet; osaa todistaa ammoniakin kemialliset ominaisuudet: kirjoittaa yhtälöitä ammoniakin reaktioihin hapen, veden, happojen kanssa ja tarkastella niitä elektrolyyttisen dissosiaatio- ja redox-prosessien teorian näkökulmasta.

Oppitunnin edistyminen

1. Oppitunnin organisatorinen hetki.

2. Uuden materiaalin opiskelu.

Ammoniakki – NH3

Ammoniakki (eurooppalaisilla kielillä sen nimi kuulostaa "ammoniakilta") johtuu nimensä Ammon-keitaalle Pohjois-Afrikassa, joka sijaitsee karavaanireittien risteyksessä. Kuumissa ilmastoissa urea (NH 2 ) 2 Eläinjätteiden sisältämä CO hajoaa erityisen nopeasti. Yksi hajoamistuotteista on ammoniakki. Muiden lähteiden mukaan ammoniakki sai nimensä muinaisen egyptiläisen sanan amonian mukaan. Tämä nimi annettiin ihmisille, jotka palvoivat Amonia. Rituaaliseremonioidensa aikana he haistelivat ammoniakkia NH 4 Cl, joka kuumennettaessa haihduttaa ammoniakkia.

1. Molekyylirakenne

Ammoniakkimolekyylillä on trigonaalisen pyramidin muoto, jonka huipussa on typpiatomi. Kolme typpiatomin paritonta p-elektronia osallistuu polaaristen kovalenttisten sidosten muodostumiseen kolmen vetyatomin 1s-elektronien kanssa (N-H-sidokset), neljäs ulkoelektronipari on yksinäinen, se voi muodostaa luovuttaja-akseptorisidoksen vetyioni, muodostaen ammoniumionin NH 4 + .

2. Ammoniakin fysikaaliset ominaisuudet

Normaaleissa olosuhteissa se on väritön kaasu, jolla on terävä tyypillinen haju (ammoniakin haju), lähes kaksi kertaa ilmaa kevyempi ja myrkyllinen. Kehoon kohdistuvan fysiologisen vaikutuksensa mukaan se kuuluu tukehtuvien ja neurotrooppisten vaikutusten ryhmään, joka hengitettynä voi aiheuttaa myrkyllistä keuhkopöhöä ja vakavia hermostovaurioita. Ammoniakilla on sekä paikallisia että resorptiivisia vaikutuksia. Ammoniakkihöyryt ärsyttävät voimakkaasti silmien ja hengityselinten limakalvoja sekä ihoa. Tämä on se, mitä pidämme pistävänä hajuna. Ammoniakkihöyryt aiheuttavat liiallista kyynelvuotoa, silmäkipua, sidekalvon ja sarveiskalvon kemiallisia palovammoja, näön menetystä, yskäkohtauksia, ihon punoitusta ja kutinaa. Liukoisuus NH 3 vedessä on erittäin suuri - noin 1200 tilavuutta (0 °C:ssa) tai 700 tilavuutta (20 °C:ssa) tilavuutta kohti vettä.

3. Ammoniakin tuotanto

Laboratoriossa

Teollisuudessa

Ammoniakin saamiseksi laboratoriossa käytetään vahvojen alkalien vaikutusta ammoniumsuoloihin:

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

Huomio! Ammoniumhydroksidi on epästabiili emäs, hajoaa: NH 4 OH ↔ NH 3 + H 2 O

Kun vastaanotat ammoniakkia, pidä vastaanottoputkea pohja ylöspäin, koska ammoniakki on ilmaa kevyempää:

Teollinen menetelmä ammoniakin valmistamiseksi perustuu vedyn ja typen välittömään vuorovaikutukseen:

N 2 (g) + 3H 2 (g) ↔ 2NH 3 (g) + 45,9 kJ

Ehdot:

katalyytti – huokoinen rauta

lämpötila - 450 - 500 ˚С

paine - 25-30 MPa

Tämä on niin kutsuttu Haber-prosessi (saksalainen fyysikko, joka kehitti menetelmän fysikaalis-kemialliset perusteet).

4. Ammoniakin kemialliset ominaisuudet

Ammoniakille on tunnusomaista seuraavat reaktiot:

1. typpiatomin hapetusasteen muutoksella (hapetusreaktio)

2. muuttamatta typpiatomin hapetusastetta (lisäys)

Reaktiot, joihin liittyy typpiatomin hapetusasteen muutos (hapetusreaktiot)

N-3 → N 0 → N +2

NH3 – vahva pelkistävä aine.

hapen kanssa

1. Ammoniakin palaminen(lämmitettynä)

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20

2. Ammoniakin katalyyttinen hapetus (katalyytti Pt – Rh, lämpötila)

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H20

metallioksidien kanssa

2 NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3 H2O

vahvojen hapettimien kanssa

2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6 HCl (lämmitettynä)

ammoniakki on heikko yhdiste ja hajoaa kuumennettaessa

2NH3 ↔ N2 + 3H2

Reaktiot muuttamatta typpiatomin hapetusastetta (lisäys - Ammoniumionien muodostuminen NH 4+ kutakin luovuttaja-akseptorimekanismi)

5. Ammoniakin käyttö

Tuotantomäärissä ammoniakki on yksi ensimmäisistä paikoista; Joka vuosi tätä yhdistettä tuotetaan noin 100 miljoonaa tonnia maailmanlaajuisesti. Ammoniakkia on saatavana nestemäisessä muodossa tai vesiliuoksena - ammoniakkivesi, joka sisältää yleensä 25 % NH:a 3 . Valtavia määriä ammoniakkia käytetään sitten typpihapon valmistukseen, jota käytetään lannoitteiden ja monien muiden tuotteiden valmistukseen. Ammoniakkivettä käytetään myös suoraan lannoitteena, ja joskus peltoja kastellaan suoraan säiliöistä nestemäisellä ammoniakilla. Ammoniakista saadaan erilaisia ​​ammoniumsuoloja, ureaa ja metenamiinia. Sitä käytetään myös halvana kylmäaineena teollisissa jäähdytysyksiköissä.

Ammoniakkia käytetään myös synteettisten kuitujen, kuten nailonin ja nailonin, valmistukseen. Kevyessä teollisuudessa sitä käytetään puuvillan, villan ja silkin puhdistukseen ja värjäämiseen. Petrokemian teollisuudessa ammoniakkia käytetään happaman jätteen neutralointiin, ja luonnonkumiteollisuudessa ammoniakki auttaa säilyttämään lateksia sen kulkiessa istutukselta tehtaalle. Ammoniakkia käytetään myös soodan valmistuksessa Solvay-menetelmällä. Terästeollisuudessa ammoniakkia käytetään nitraamiseen - teräksen pintakerrosten kyllästämiseen typellä, mikä lisää merkittävästi sen kovuutta.

Lääkärit käyttävät ammoniakin (ammoniakin) vesiliuoksiajokapäiväisessä käytännössä: ammoniakkiin kastettu vanupuikko tuo ihmisen pyörtymään. Tässä annoksessa ammoniakki ei ole vaarallista ihmisille.

3. Tutkitun aineiston konsolidointi

Nro 1. Suorita muunnokset kaavion mukaisesti:

a) Typpi → Ammoniakki → Typpioksidi (II)

b) Ammoniumnitraatti → Ammoniakki → Typpi

c) Ammoniakki → Ammoniumkloridi → Ammoniakki → Ammoniumsulfaatti

ORR:lle laadi e-tase RIO:lle, täytä ioniyhtälöt.

Nro 2. Kirjoita neljä yhtälöä kemiallisille reaktioille, jotka tuottavat ammoniakkia.

4. Kotitehtävät

s. 24, esim. 2,3; testata

Ammoniakki on kaasumainen aine, jolla on voimakas, epämiellyttävä haju. Mitä ominaisuuksia sillä on ja minkä aineiden kanssa se reagoi?

Molekyylirakenne

Ammoniakin elektroninen kaava on seuraava:

Riisi. 1. Ammoniakin elektroninen kaava.

Typpiatomin neljästä elektroniparista kolme on jaettu ja yksi on yksittäinen. Typpiatomin kolme paritonta p-elektronia, joiden elektroniradat ovat keskenään kohtisuorassa, ja kolmen vetyatomin 1s-elektronia osallistuvat NH 3 -molekyylin muodostumiseen. Molekyyli on muodoltaan säännöllinen pyramidi: kolmion kulmissa on vetyatomeja ja pyramidin yläosassa on typpiatomi. H-N-H-sidosten välinen kulma on 107,78 astetta.

Fysikaaliset ominaisuudet

Ammoniakki on väritön kaasu, jolla on tyypillinen pistävä haju. Ammoniakin kiehumispiste on -33,4 celsiusastetta, sulamispiste -77,8 astetta.

Ammoniakki liukenee hyvin veteen (20 asteessa jopa 700 tilavuutta ammoniakkia liukenee 1 tilavuuteen vettä). Konsentroidun liuoksen ammoniakkitiheys on 0,91 g/cm3.

Ammoniakkiliuosta vedessä kutsutaan ammoniakkivedeksi tai ammoniakkiksi. Kiehuessaan liuennut ammoniakki haihtuu liuoksesta.

Riisi. 2. Ammoniakki.

Ammoniakki liukenee hieman vähemmän orgaanisiin liuottimiin (alkoholi, asetoni, kloroformi, bentseeni). Ammoniakki liuottaa hyvin monia typpeä sisältäviä aineita.

Nestemäisellä ammoniakilla on korkea haihtumislämpö (-50 asteessa 145 kJ/kg, 0 asteessa 1260 kJ/kg, 50 asteessa 1056 kJ/kg).

Ammoniakin moolimassa ja molekyylipaino on 17

Kemialliset ominaisuudet

Kemiallisesti ammoniakki on melko aktiivista. reaktioihin, joihin ammoniakki osallistuu, liittyy joko typen hapetusasteen muutos tai erityisen kovalenttisen sidoksen muodostuminen. Kemiallisen aineen korkea liukoisuus veteen johtuu vetysidosten muodostumisesta niiden molekyylien välille.

Ammoniakki voi reagoida seuraavien aineiden kanssa:

• Vuorovaikutuksessa happojen kanssa ammoniakki neutraloi ne muodostaen siten ammoniumsuoloja:

NH3+HCl=NH4CI

• Reagoiessaan halogeenien kanssa ammoniakki yleensä hapettuu vapaaksi typeksi:

8NH3 +3Br2 =N2 +6NH4Br

• Hapen kanssa sekoitettuna ammoniakki palaa vihertävän keltaisella liekillä:

4NH3 +3O2 = 6H20+2N2

• Kuumennettaessa ammoniakki pelkistää kupari(II)oksidin ja itse hapettuu vapaaksi typeksi:

3CuO+2NH3 =3Cu+N2+3H20

– Tämän reaktion avulla voit saada happea laboratoriossa.

Vastaanotto ja käyttö

Laboratoriossa ammoniakkia saadaan kuumentamalla ammoniumkloridia NH 4 Cl sammutetun kalkin Ca (OH) 2:n kanssa:

2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl+2NH3+2H2O

– vapautuva ammoniakki sisältää vesihöyryä.

Teollisuudessa ammoniakkia valmistetaan typestä ja vedystä. Ammoniakkisynteesin reaktio etenee lämmön vapautuessa ja tilavuuden pienentyessä:

N2+3H2=2NH3

Ammoniakkisynteesin vaatima lämpötila saavutetaan esilämmittämällä typpi-vety-seosta ja vapauttamalla reaktiolämpöä. Ammoniakkisynteesin katalyytti on sienirauta, jota tietyt metallit aktivoivat. Rikkivety, happi, hiilioksidi ja dioksidi, höyryt ja muut seokset, jotka sisältyvät typpi-vety-seokseen, vähentävät jyrkästi katalyytin aktiivisuutta. Synteesi suoritetaan lämpötilassa 500-550 astetta ja paineessa 15-100 MPa.

Ammoniakin synteesilaitoksen kaavio näyttää tältä:

Riisi. 3. Ammoniakin tuotantokaavio.

Suurin osa teollisuudessa syntetisoidusta ammoniakista käytetään typpihapon ja muiden typpipitoisten aineiden valmistukseen. Sen käyttö jäähdytysyksiköissä perustuu helppoon nesteyttämiseen ja sitä seuraavaan haihduttamiseen lämmön absorptiolla.

Ammoniakin vesiliuoksia käytetään kemian laboratorioissa ja teollisuudessa heikkona, erittäin haihtuvana emäksenä. Vesiliuoksia käytetään myös lääketieteessä ja jokapäiväisessä elämässä.

Mitä olemme oppineet?

Ammoniakin opiskelu kuuluu pakolliseen koulun kemian kurssiin. Ammoniakki on kemiallinen yhdiste, joka sisältää typpeä ja vetyä. Kaasu on väritön aine, jolla on voimakas haju ja joka reagoi happojen, veden, halogeenien, hapen ja muiden monimutkaisten ja yksinkertaisten aineiden kanssa.

Testi aiheesta

Raportin arviointi

Keskimääräinen arvosana: 4.7. Saatujen arvioiden kokonaismäärä: 143.

Kemialliset reagenssit, laboratoriolaitteet ja instrumentit ovat minkä tahansa laboratorion pääkomponentteja. Ominaisuuksien ja vaikutusten tärkeydestä riippumatta kemialliset reagenssit ovat aina olleet ja tulevat olemaan kaiken laboratoriotutkimuksen, kokeiden tai kokeiden perusta. Niiden valtava määrä tarjoaa laajan toimintakentän monille kemisteille ja farmakologeille. Yhdistettynä ne voivat muuttua sekä vaarattomiksi että myrkyllisiksi aineiksi, jotka voivat aiheuttaa vakavaa haittaa. Vaikka kemialliset reagenssit, kuten kiteinen jodi, typpihappo ja vesipitoinen ammoniakki, ovat vaarallisia, niiden käyttö laboratoriokäytännössä on erityisen tärkeää.

Määritelmä

(hepreaksi - "ammoniakki") on väritön kaasu, jonka haju on tuttu kaikille, jopa niille, jotka ovat hyvin kaukana kemiasta. Se on erittäin pistävä, spesifinen, muistuttaa ammoniakin hajua, joka voi aiheuttaa kyynelnestettä. Ammoniakki on erittäin myrkyllistä, puolet ilman painosta, jonka kanssa seos on räjähtävää. Sekoittuu hyvin alkoholin ja joidenkin muiden orgaanisten liuottimien kanssa kaikissa suhteissa. 10 °C:n lämpötilassa se tiivistyy nesteeksi ja kiehuu 33,7 °C:ssa. Tämä kemiallinen reagenssi liukenee helposti veteen vapauttamalla aktiivisesti lämpöä. Tätä liuosta kutsutaan ammoniakin vesiliuokseksi tai ammoniakkivedeksi. Elintarviketeollisuudessa - lisäaineena E527.

Ammoniakkiliuos ei ole yhteensopiva:
- orgaaniset hapot;
- valenssimetallien suolat;
- tärkkelys;
- elohopeasuolat;
-jodi jne.

Ammoniakin löydön historia

Kreikasta käännettynä se tarkoittaa Amonin suolaa, jota ammoniakkia kutsuttiin muinaisina aikoina. Ammoniakin löysi brittiläinen kemisti D. Priestley, joka tunnetaan hapen ja hiilidioksidin löytäjänä. Hän kutsui tätä kaasua "emäksiseksi ilmaksi tai haihtuvaksi alkaliksi", koska ammoniakin vesiliuoksella oli kaikki alkalin ominaisuudet ja ominaisuudet. Ranskalaisen kemistin Berthollet'n ansiosta hän sai virallisen termin "ammoniakki". Tätä määritelmää käytetään monissa Länsi-Euroopan kielissä.

Ammoniakin poistoaine

Tämän laboratoriolaitteiston päätehtävänä on ammoniakin tislaus ja poisto vesihöyryllä, proteiinin massaosuuden mittaus pastöroidussa, steriloidussa tai raakamaidossa, fermentoiduissa maitojuomissa.
Tämä laite koostuu:
- erlenmeyerpullo;
- tippasuppilot hanalla;
- laboratoriolasista valmistettu sovitin;
- lasi Kjeldahl-pullo;
- T-muotoiset, kaarevat liitos- ja kumiputket;
- erotussuppilo;
- pallojääkaappi;
- pisaran sieppaaja;
- lasiosat (yhdistetty kumiputkilla).

Ammoniakin käyttö

Ammoniakin tuotanto on ollut viime vuosikymmeninä yksi maailman johtavista sijoituksista noin 100 miljoonaa tonnia. Sitä voidaan valmistaa sekä nestemäisessä muodossa että ammoniakkiveden muodossa. Sen soveltamisala on hyvin laaja, mutta se kattaa pääasiassa teollisuuden ja lääketieteen.

1. Toimiala:
- typpihapon saaminen keinolannoitteiden tuotantoon;
- ammoniumsuolojen, metenamiinin, urean tuotanto;
- neutraloida happamat jätteet;
- käyttö halvana kylmäaineena jääkaappien valmistuksessa;
- synteettisten kuitujen tuotanto (nailon, nylon);
- villan, silkin ja puuvillan puhdistukseen ja värjäämiseen.

2. Lääketiede. Ärsyttävän vaikutuksensa vuoksi ammoniakki vesimuodossa liuos (ammoniakki) on laajalle levinnyt sekä lääketieteellisissä laitoksissa että jokapäiväisessä elämässä: se ärsyttää ylempien hengitysteiden limakalvoja, mikä auttaa poistamaan ihmisen pyörtymistilasta stimuloiden hänen hengityskeskustaan. Hengitettynä ammoniakki voi kuitenkin aiheuttaa voimakasta vetistä silmiä, yskää, näön menetystä, ihon punoitusta ja kutinaa, silmäkipua ja joskus hermoston vaurioita ja keuhkoödeemaa.

Kirurgisessa käytännössä liuosta käytetään desinfiointiaineena. Lisäksi ammoniakkiliuosta sisältäviä voiteita käytetään neutraloimaan myrkkyjä hyönteisten ja käärmeiden puremista.

Varotoimenpiteet

Ammoniakki on myrkyllinen kaasu, joka on tappava ihmisille, joten sen käyttö vaatii erityisiä varotoimia. Käsiteltäessä sitä, kuten kaikkia muita myrkyllisiä kaasuja, hengityselinten, silmien limakalvojen ja ihon suojelemiseksi on käytettävä hengityssuojainta, nitriilikäsineitä, suojalaseja, takkia sekä muita kumituotteita suojaamaan. ihoa.

Korkealaatuisen ammoniakkilaitteen voi ostaa Moskovan kemiallisten reagenssien erikoistuneesta verkkokaupasta "Prime Chemicals Group". Ammoniakkia, laboratoriolasia, magneettisekoitin ja elektroniset laboratoriovaa'at sen kanssa työskentelemiseen ovat aina saatavilla.

Moskovassa voit ostaa myös laajan valikoiman laitteita, laitteita, kemikaaleja, laitteita ja laboratoriolaseja verkkosivuiltamme. Kaikki tuotteet ovat sertifioituja ja täyttävät GOST-standardit.

"Prime Chemicals Group" - yhteistyö kanssamme on luotettavaa ja kannattavaa!

MÄÄRITELMÄ

Ammoniakki- vetynitridi.

Kaava – NH3. Moolimassa – 17 g/mol.

Ammoniakin fysikaaliset ominaisuudet

Ammoniakki (NH 3) on väritön kaasu, jolla on pistävä haju ("ammoniakin" haju), ilmaa kevyempi, hyvin veteen liukeneva (yksi tilavuus vettä liuottaa jopa 700 tilavuusosaa ammoniakkia). Konsentroitu ammoniakkiliuos sisältää 25 % (massa) ammoniakkia ja sen tiheys on 0,91 g/cm3.

Ammoniakkimolekyylin atomien väliset sidokset ovat kovalenttisia. Yleiskuva AB 3 -molekyylistä. Kaikki typpiatomin valenssiorbitaalit siirtyvät hybridisaatioon, joten ammoniakkimolekyylin hybridisaatiotyyppi on sp 3. Ammoniakin geometrinen rakenne on tyyppiä AB 3 E - trigonaalinen pyramidi (kuva 1).

Riisi. 1. Ammoniakkimolekyylin rakenne.

Ammoniakin kemialliset ominaisuudet

Kemiallisesti ammoniakki on melko aktiivinen: se reagoi monien aineiden kanssa. Typen hapetusaste ammoniakissa "-3" on minimaalinen, joten ammoniakilla on vain pelkistäviä ominaisuuksia.

Kun ammoniakkia kuumennetaan halogeeneilla, raskasmetallioksideilla ja hapella, muodostuu typpeä:

2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr

2NH3 + 3CuO = 3Cu + N2 + 3H20

4NH3 +3O2 = 2N2 + 6H20

Katalyytin läsnä ollessa ammoniakki voidaan hapettaa typpioksidiksi (II):

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O (katalyytti - platina)

Toisin kuin ryhmien VI ja VII ei-metallien vetyyhdisteet, ammoniakilla ei ole happamia ominaisuuksia. Sen molekyylissä olevat vetyatomit voidaan kuitenkin edelleen korvata metalliatomeilla. Kun vety korvataan kokonaan metallilla, muodostuu nitrideiksi kutsuttuja yhdisteitä, joita voidaan saada myös typen suoralla vuorovaikutuksella metallin kanssa korkeissa lämpötiloissa.

Ammoniakin tärkeimmät ominaisuudet johtuvat siitä, että typpiatomissa on yksittäinen elektronipari. Ammoniakin vesiliuos on emäksinen:

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

Kun ammoniakki on vuorovaikutuksessa happojen kanssa, muodostuu ammoniumsuoloja, jotka hajoavat kuumennettaessa:

NH3 + HCl = NH4CI

NH 4 Cl = NH 3 + HCl (lämmitettynä)

Ammoniakin tuotanto

Ammoniakin valmistukseen on olemassa teollisia ja laboratoriomenetelmiä. Laboratoriossa ammoniakkia saadaan emästen vaikutuksesta ammoniumsuolojen liuoksiin kuumennettaessa:

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

NH4 + + OH- = NH3 + H20

Tämä reaktio on kvalitatiivinen ammoniumioneille.

Ammoniakin käyttö

Ammoniakin tuotanto on yksi tärkeimmistä teknologisista prosesseista maailmanlaajuisesti. Maailmassa tuotetaan vuosittain noin 100 miljoonaa tonnia ammoniakkia. Ammoniakki vapautuu nestemäisessä muodossa tai 25-prosenttisena vesiliuoksena - ammoniakkivedenä. Ammoniakin pääasialliset käyttöalueet ovat typpihapon (myöhempi typpipitoisten mineraalilannoitteiden valmistus), ammoniumsuolojen, urean, heksamiinin, synteettisten kuitujen (nailon ja nailon) tuotanto. Ammoniakkia käytetään kylmäaineena teollisuuden kylmäkoneissa ja valkaisuaineena puuvillan, villan ja silkin puhdistuksessa ja värjäyksessä.

Esimerkkejä ongelmanratkaisusta

ESIMERKKI 1

Ammoniakki. Tämän kaasun molekyyleillä on pyramidin muoto, jonka yhdessä kärjessä on typpiatomi. Ne muodostuvat vetysidosten kautta ja niille on ominaista voimakas polaarisuus. Tämä selittää ammoniakin epätavallisen luonteen: sen sulamispiste on noin -80 astetta. Se liukenee hyvin veteen, alkoholeihin ja muihin orgaanisiin liuottimiin.

Ammoniakin käyttö

Ammoniakki on tärkeä rooli teollisuudessa. Sitä käytetään maataloudessa käytettävien typpilannoitteiden, typpihapon ja jopa räjähteiden valmistukseen. Lääkäreiden laajasti käyttämää ammoniakkia valmistetaan myös ammoniakilla. Tämän kaasun pistävä haju ärsyttää nenän limakalvoja ja stimuloi hengitystoimintoja. Ammoniakkia käytetään pyörtymiseen tai alkoholimyrkytykseen. Lääketieteessä ammoniakkia käytetään myös ulkoisesti. Se on erinomainen antiseptinen aine, jota kirurgit käyttävät käsien hoitoon ennen leikkausta.

Ammoniakkia käytetään ammoniakin hajoamistuotteena metallien juottamisessa. Korkeissa lämpötiloissa ammoniakista muodostuu ammoniakkia, joka suojaa metallia oksidikalvon muodostumiselta.

Ammoniakkimyrkytys

Ammoniakki on myrkyllinen aine. Tällä kaasulla tapahtuu usein työssä myrkytystä, johon liittyy tukehtuminen, delirium ja voimakas kiihtymys. Kuinka auttaa ihmistä, joka on tällaisessa tilanteessa? Ensin sinun on huuhdeltava hänen silmänsä vedellä ja laitettava sideharsoside, joka on aiemmin liotettu heikossa sitruunahappoliuoksessa. Sitten se on poistettava alueen ulkopuolella, jossa on korkea ammoniakkipitoisuus. Myrkytys on mahdollista noin 350 mg/m³ pitoisuudella.

Jos ammoniakkia joutuu iholle, huuhtele altistuneet alueet välittömästi vedellä. Iholle altistetun ammoniakin määrästä riippuen voi esiintyä vakavaa punoitusta tai kemiallisia palovammoja ja rakkuloita.

Tehtailla, joissa valmistetaan ammoniakkia, on otettu käyttöön tiukat paloturvallisuustoimenpiteet. Tosiasia on, että ammoniakin ja ilman seos on erittäin syttyvää. Säiliöt, joissa sitä säilytetään, voivat helposti räjähtää kuumennettaessa.

Ammoniakin kemialliset ominaisuudet

Ammoniakki reagoi monien happojen kanssa. Tämän vuorovaikutuksen tuloksena saadaan erilaisia ​​ammoniumsuoloja. Kun reagoidaan moniemäksisten happojen kanssa, saadaan kahden tyyppisiä suoloja (riippuen ammoniakin moolien lukumäärästä).