Ku përdoret amoniaku? Formula e amoniakut

Në jetën e përditshme, amoniaku përdoret shpesh, por ata e quajnë atë si amoniak ashtu edhe amoniak, duke mbetur në besim të plotë se janë e njëjta gjë.

Në fakt, këto janë substanca të ndryshme që ndryshojnë nga njëra-tjetra në origjinën e tyre, gjendja e grumbullimit dhe formulat kimike. E vetmja gjë që i bashkon këto tre substanca të ndryshme është aroma e mprehtë e amoniakut.

Për t'u bindur një herë e mirë se amoniaku dhe amoniaku janë e njëjta gjë, mjafton t'i drejtohemi historisë së origjinës së tyre dhe të shikojmë formulat e tyre kimike.

Amoniaku është nitrid hidrogjeni, një gaz me masë molare 17 g/mol, formula kimike - NH3.

Amoniaku ose alkooli i amoniakut është një lëng me formula kimike NH4OH.

Amoniaku është një kripë me formulën kimike - NH4Cl.

Origjina e amoniakut

Historia e zbulimit të gazit natyror të amoniakut ka dy legjenda. Sipas legjendës së parë, pranë tempullit të perëndisë egjiptiane Amon, ku kryheshin ritet fetare, njerëzit nuhatën një palë jashtëqitje deveje, gjë që i bëri ata të binin në ekstazë. Këto avuj quheshin "amoniak".

Sipas legjendës së dytë, në Afrikën veriore, në zonën e oazit të Amonit, kishte një kryqëzim rrugësh karvanesh. Një numër i madh kafshësh kaluan atje, rruga ishte e spërkatur me feçet e tyre dhe e ujitur me bollëk me urinë, e cila avulloi dhe lëshoi ​​një gaz të quajtur "amoniak".

Sa i përket zbulimit shkencor të një gazi të quajtur "amoniak", ai daton në 1785. Formula kimike e gazit, NH3, u përcaktua nga shkencëtari francez C. L. Berthollet dhe e quajti atë "amoniak".

Por në vitin 1774, shkencëtari anglez D. Priestley mori një gaz identik, të cilit i dha emrin "ajri alkalik", por nuk mundi të përcaktojë përbërjen kimike.

Amoniaku (në latinisht amoniak) është një gaz pa ngjyrë me erë specifike, më i lehtë se ajri, kimikisht aktiv, i lëngëzuar në temperaturën -33 C; tretet mirë në ujë, ka një reaksion alkalik; ndërvepron me acidin klorhidrik dhe formon një kripë amoniumi: NH3 + HCl = NH4Cl, e cila zbërthehet kur nxehet: NH4Cl = NH3 + HCl.

Amoniaku prodhohet në dy mënyra - industriale dhe laboratorike. Në metodën laboratorike, amoniaku fitohet duke ngrohur alkalet dhe kripërat e amonit:

• NH4Cl + KOH = NH3 + KCl + H2O;
• NH4 + + OH - = NH 3 + H2O.

NË kushtet industriale Amoniaku fillimisht prodhohet në formë të gaztë dhe më pas lëngëzohet në një tretësirë ​​ujore 25% të quajtur ujë amoniak.

Sinteza e amoniakut është shumë e rëndësishme prodhimi kimik, pasi amoniaku është një element themelor për shumë të tjerë teknologjitë kimike dhe prodhimit Kështu, amoniaku përdoret në njësitë ftohëse industriale si ftohës; është një agjent zbardhues për përpunimin dhe ngjyrosjen e pëlhurave; të domosdoshme në procesin e prodhimit acidet nitrik s, plehrat azotike, kripërat e amonit, fibrat sintetike - najloni dhe najloni.

Metoda industriale për sintezën e amoniakut u shpik në vitin 1909 nga kimisti gjerman Fritz Haber. Në vitin 1918, për zbulimin e tij në kimi, ai mori Çmimi Nobël. Fabrika e parë e prodhimit të amoniakut filloi në 1913 në Gjermani, dhe në 1928 prodhimi i amoniakut ishte krijuar tashmë në Rusi.

Origjina e amoniakut

Amoniaku (Hammoniaci P. Sal) është një kripë me formulë kimike NH4Cl (klorur amoniumi).

Amoniaku është me origjinë vullkanike; gjendet në burimet e nxehta, avujt ujërat nëntokësore, në depozitat e guanos dhe squfurit vendas; formohen kur digjen shtresat e qymyrit ose grumbullimet e mbeturinave. Ka pamjen e depozitimeve, depozitimeve tokësore, kores ose grumbullimeve masive kristalore skeletore, grupimeve dhe dendriteve.

Amoniaku i pastër është i pangjyrë ose i bardhë, me një shkëlqim qelqi. Në varësi të papastërtive të pranishme në të, ngjyra mund të jetë të gjitha nuancat e verdhë, kafe, gri, nuanca të ndryshme të kuqe, kafe.

Kur nxehet, amoniaku lirohet nga amoniaku, ai tretet mirë në ujë. Zgjidhja ka një shije djegëse, të mprehtë, të kripur dhe një erë të mprehtë amoniaku.

Amoniaku ka qenë i njohur për njerëzit që nga kohërat e lashta dhe është përdorur në ceremonitë rituale, në prodhimin dhe ngjyrosjen e pëlhurave, si dhe nga alkimistët për bashkimin e metaleve dhe lidhjen e arit.

Në mesjetë, ata mësuan të merrnin amoniak artificial nga brirët dhe thundrat e bagëtive, i cili quhej "shpirti i bririt të drerit".

Origjina e amoniakut

Liquor ammonia caustici është emri i tij latin.

Kjo është një tretësirë ​​uji me amoniak 10% me formulën kimike NH4OH; përzierje homogjene transparente pa ngjyrë, e aftë për avullim; me një erë specifike amoniaku, e cila vazhdon kur ngrihet.

Përmendja e përdorimit të tij nga alkimistët lindorë daton në shekullin e 8-të, dhe nga alkimistët evropianë në shekullin e 13-të. Shënimet e tyre mbi recetat që përdornin kanë mbijetuar deri më sot.

Në ditët e sotme, ato merren në mënyrë industriale dhe në mënyra të thjeshta shtëpiake:

• industrialisht, sinteza kryhet nga gjendja e gaztë e hidrogjenit, azotit dhe ajrit duke përdorur katalizatorë të caktuar, dhe më pas merret një zgjidhje ujore-alkoolike, e cila ka një erë të mprehtë amoniaku;
• një metodë e thjeshtë shtëpiake bazohet në hollimin e ujit me amoniak 25% në një zgjidhje 10%.

Zonat e përdorimit

Shtrirja e aplikimit të amoniakut dhe alkoolit të amoniakut është e gjerë, ai përdoret pothuajse në të gjitha sferat e veprimtarisë njerëzore, nga proceset teknologjike deri te mjekësia dhe nevojat shtëpiake.

Aplikimi i amoniakut

Amoniaku përdoret gjerësisht si ftohës në pajisje të ndryshme shtëpiake dhe industriale.

Është një nga produktet më të rëndësishme të përdorura në industria kimike. Në veçanti, përdoret në prodhim:

• amoniak;
• aditivët në Materiale Ndertimi për përdorim në kushte ngricash;
• polimere, sode dhe acid nitrik;
• plehra;
• eksplozivëve.

Përdorimi i alkoolit të amoniakut

Alkooli i amoniakut përdoret në mjekësi dhe në jetën e përditshme.

Përdorimi mjekësor tregohet në rastet e mëposhtme:

Përdorimi në jetën e përditshme është për të hequr yndyrën dhe pastrimin e enëve të ndryshme shtëpiake.

Zgjidhje alkoolike në masën 2 lugë. për 2 gota ujë dhe 1 lugë gjelle. l. Çdo detergjent për larjen e enëve mund të pastrojë në mënyrë perfekte bizhuteri argjendi, argjendi dhe ari (artikujt me perla nuk mund të pastrohen me amoniak, do të bëhen gri dhe me re). Për ta bërë këtë, vendosni sende argjendi ose bizhuteri në tretësirë, mbajeni për 1 deri në 2 orë, më pas shpëlajeni në ujë dhe fshijini të thahen.

Largon mirë njollat ​​e gjakut, urinës dhe djersës nga leshi, mëndafshi dhe stilastia. Një solucion 50% përdoret si heqës i njollave. Në formë të koncentruar, mund të heqë shenjat e lapsit në rroba.

Nga tapetet, tapiceri i mobiljeve dhe mbulesat e makinave, mund të hiqni takat me një zgjidhje prej 1 lugë gjelle. l. amoniak i pastër dhe 2 l ujë i nxehtë. Për ta bërë këtë, duhet të pastroni papastërtitë dhe ta lini të thahet. Nëse është e nevojshme, mund ta pastroni përsëri.

Xhami i dritareve, pasqyrat dhe enët prej balte mund të pastrohen gjithashtu me një tretësirë ​​prej 1 lugë gjelle. l. amoniak i pastër dhe 3 lugë gjelle. ujë. Sipërfaqja do të jetë e pastër dhe me shkëlqim.

Ujë me amoniak 1 lugë gjelle. l. të përziera me 4 litra ujë, mund të pastroni depozitat e gurëve në vaskë dhe lavaman. Për ta bërë këtë, duhet t'i pastroni me një zgjidhje dhe më pas t'i shpëlani me ujë të nxehtë.

Alkooli mund të përdoret në kopshtari për të luftuar mizat e qepëve dhe afidet, si dhe si pleh për kopshtet dhe bimët e brendshme në kushte toke acidike.

Ndikimi tek njerëzit

Kur përdorni amoniak dhe amoniak, duhet të mbani mend: se këto janë substanca shumë toksike dhe gjatë përdorimit të tyre duhet respektuar rreptësisht doza dhe respektoni rregullat e përdorimit.

Nëse keni ndërmend të përdorni amoniak, duhet ta blini atë ekskluzivisht në barnatore dhe të lexoni me kujdes udhëzimet e bashkangjitura për përdorimin "Trelucioni i amoniakut. Udhëzime për përdorim."

Tejkalimi i dozave mund të shkaktojë helmim dhe probleme serioze shëndetësore, si dhe djegie kimike. Dhomat ku përdoret duhet të jenë të ajrosura mirë.

Përveçse janë toksike, avujt e amoniakut janë edhe shpërthyes. Kjo ndodh kur ato përzihen me ajrin në një proporcion të caktuar, kështu që gjatë punës është e nevojshme të vëzhgoni rregulla të veçanta masat paraprake të sigurisë kur punoni me eksploziv.

Simptomat e para të helmimit mund të jenë:

• shfaqja e njollave të kuqe në fytyrë dhe trup;
• frymëmarrje e shpejtë;
• eksitim i përgjithshëm.

Shenja të tjera të zhvillimit të helmimit janë:

• shfaqja e dhimbjes akute në gjoks;
• konvulsione;
• ënjtje e laringut;
• spazma e kordave vokale;
• dobësi e muskujve;
• çrregullime të qarkullimit të gjakut;
• gjendje gjysmë të fikëti, deri në humbje të vetëdijes.

Kur merrni ujë me amoniak në doza të tepërta, mund të ndodhin sa vijon:

• diarre me nxitje të rreme të dhimbshme djegie të ezofagut, stomakut dhe pjesëve fillestare të zorrëve;
• kollë, lotim të syve, jargëzim dhe teshtitje;
• refleks ndërprerje e frymëmarrjes;
• të vjella me erën e amoniakut;
• marrja e alkoolit të amoniakut në një sasi prej 10 deri në 15 g. kërcënon me vdekje.

Nëse një person ka një intolerancë individuale ndaj erës së amoniakut, atëherë edhe një gëlltitje e lehtë e tij përmes traktit respirator ose brenda mund të çojë menjëherë në pasojat më të pafavorshme.

Nëse një person ka një çrregullim në trupin e tij lëkurën në formën e ulcerave të qara, ekzemës ose dermatitit, atëherë përdorimi i locioneve mund të çojë në edhe më të gjerë reaksion alergjik dhe djegiet e lëkurës.

Ndihma e parë për helmim

Nëse shfaqen shenjat e para të helmimit nga këto substanca, është e nevojshme që menjëherë të fillohet dhënia e ndihmës së parë për viktimën.

Masat e ndihmës së parë përfshijnë si më poshtë:

Në rast të më shumë forma të rënda helmimi, duhet të telefononi urgjentisht një ambulancë.

Alkooli i amoniakut kërkohet në kutitë e ndihmës së parë në kutitë e ndihmës së parë dhe momentin e duhur duhet të jetë në dorë.

Sa mund të kushtojë në barnatore? Përgjigja është shumë e lirë. Blini, përdorni, por jini jashtëzakonisht të kujdesshëm.

Kujdes, vetëm SOT!

Dhe hidrogjeni. Është gaz pa ngjyrë, por me erë të athët. Përbërja kimike pasqyrohet nga formula e amoniakut - NH 3. Një rritje e presionit ose një ulje e temperaturës së një substance çon në shndërrimin e saj në një lëng pa ngjyrë. Gazi i amoniakut dhe tretësirat e tij përdoren gjerësisht në industri dhe bujqësia. Në mjekësi, përdoret 10% hidroksid amonium - amoniak.

Struktura e molekulës. Formula elektronike e amoniakut

Molekula e nitridit të hidrogjenit ka formën e një piramide, në bazën e së cilës është azoti i lidhur me tre atome hidrogjeni. Lidhjet N-H janë shumë të polarizuara. Azoti e tërheq më fort çiftin elektronik të lidhjes. Kjo është arsyeja pse ngarkesë negative akumulohet në atomet N, pozitive është e përqendruar në hidrogjen. Një ide e këtij procesi jepet nga modeli i molekulës, elektroni dhe amoniaku.

Nitridi i hidrogjenit është shumë i tretshëm në ujë (700:1 në 20 °C). Prania e protoneve praktikisht të lira çon në formimin e "urave" të shumta të hidrogjenit që lidhin molekulat me njëra-tjetrën. Karakteristikat strukturore dhe lidhje kimike gjithashtu bëjnë që amoniaku të lëngëzohet lehtësisht kur presioni rritet ose temperatura ulet (-33 °C).

origjina e emrit

Termi "amoniak" u fut në përdorim shkencor në 1801 me sugjerimin e kimistit rus Ya Zakharov, por substanca është e njohur për njerëzimin kohët e lashta. Një gaz me një erë të fortë lëshohet gjatë kalbjes së produkteve të mbeturinave, shumë komponimet organike, për shembull, proteinat dhe ureja, gjatë dekompozimit të kripërave të amonit. Historianët e kimisë besojnë se substanca u emërua pas perëndisë së lashtë egjiptiane Amon. NË Afrika Veriore ekziston një oaz i Siwas (Ammon). Në zonën përreth ka rrënoja qytet antik dhe një tempull, pranë të cilit ka depozita të klorurit të amonit. Kjo substancë u quajt "kripa e Amonit" në Evropë. Ekziston një legjendë që banorët e oazit Siwa ndjenin erën e kripës në tempull.

Përgatitja e nitridit të hidrogjenit

Fizikani dhe kimisti anglez R. Boyle dogji plehun në eksperimente dhe vëzhgoi formimin tymi i bardhë mbi një shkop të zhytur në acid klorhidrik dhe të futur në rrjedhën e gazit që rezulton. Në 1774, një tjetër kimist britanik, D. Priestley, ngrohi klorurin e amonit me gëlqere të shuar dhe lëshoi ​​një substancë të gaztë. Priestley e quajti përbërjen "ajër alkalik", sepse zgjidhja e tij shfaqi vetitë e eksperimentit të Boyle në të cilin amoniaku ndërvepronte me acidin klorhidrik u shpjegua. Të ngurta të bardhë ndodh kur molekulat e substancave reaguese vijnë në kontakt direkt në ajër.

Formula kimike e amoniakut u krijua në 1875 nga francezi C. Berthollet, i cili kreu një eksperiment mbi zbërthimin e substancës në përbërësit e tij përbërës nën ndikimin e një shkarkimi elektrik. Deri më sot, eksperimentet e Priestley, Boyle dhe Berthollet riprodhohen në laboratorë për të marrë nitrid hidrogjeni dhe klorur amoniumi. Metoda industriale u zhvillua në vitin 1901 nga A. Le Chatelier, i cili mori një patentë për një metodë për sintetizimin e një substance nga azoti dhe hidrogjeni.

Zgjidhja e amoniakut. Formula dhe vetitë

Një tretësirë ​​ujore e amoniakut zakonisht shkruhet si hidroksid - NH 4 OH. Ai shfaq vetitë e një alkali të dobët:

• shpërndahet në jone NH 3 + H 2 O = NH 4 OH = NH 4 + + OH -;
• ngjyros tretësirën e fenolftaleinës në ngjyrë të kuqërremtë;
• reagon me acide për të formuar kripë dhe ujë;
• Precipiton Cu(OH) 2 si një substancë blu e ndezur kur përzihet me kripërat e tretshme të bakrit.

Ekuilibri në reaksionin ndërmjet amoniakut dhe ujit zhvendoset drejt substancave fillestare. Nitridi i hidrogjenit i ngrohur paraprakisht digjet mirë në oksigjen. Azoti oksidohet në molekula diatomike substancë e thjeshtë N2. Amoniaku gjithashtu shfaq veti reduktuese në reagim me oksidin e bakrit (II).

Kuptimi i amoniakut dhe zgjidhjet e tij

Nitridi i hidrogjenit përdoret në prodhimin e kripërave të amonit dhe acidit nitrik - një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike. Amoniaku shërben si lëndë e parë për prodhimin e sodës (duke përdorur metodën e nitratit). Përmbajtja e nitridit të hidrogjenit në tretësirën e koncentruar industriale arrin 25%. Përdoret në bujqësi tretësirë ​​uji amoniaku. Formula e plehut të lëngshëm është NH 4 OH. Substanca përdoret drejtpërdrejt si pleh. Mënyra të tjera për të pasuruar tokën me azot janë përdorimi i kripërave të klorurit dhe fosfatit. Në kushte industriale dhe ambiente bujqësore, nuk rekomandohet të ruhen së bashku plehrat minerale që përmbajnë kripëra amoniumi me alkalet. Nëse komprometohet integriteti i paketimit, substancat mund të reagojnë me njëra-tjetrën për të formuar amoniak dhe ta lëshojnë atë në ajrin e brendshëm. Komponimi toksik ndikon negativisht në sistemin e frymëmarrjes dhe sistemin nervor qendror të njerëzve. Një përzierje e amoniakut dhe ajrit është shpërthyese.

E lëngshme

Amoniaku- NH 3, nitrid hidrogjeni, në kushte normale- një gaz pa ngjyrë me një erë të mprehtë karakteristike (erë amoniaku), pothuajse dy herë më i lehtë se ajri, helmues. Tretshmëria e NH 3 në ujë është jashtëzakonisht e lartë - rreth 1200 vëllime (në 0 °C) ose 700 vëllime (në 20 °C) për vëllim uji. Në teknologjinë e ftohjes quhet R717, ku R është Ftohës (ftohës), 7 është lloji i ftohësit (përbërësi inorganik), 17 është pesha molekulare.

Molekula e amoniakut ka formën e një piramide trigonale me një atom azoti në majë. Tre elektrone p të paçiftuara të atomit të azotit marrin pjesë në formimin e lidhjeve kovalente polare me 1s-elektronet e tre atomeve të hidrogjenit (lidhjet N-H), çifti i katërt elektronet e jashtmeështë i pandarë, mund të formohet lidhje dhuruese-pranuese me një jon hidrogjeni, duke formuar jonin e amonit NH 4 +. Për shkak të faktit se reja me dy elektrone pa lidhje është e orientuar rreptësisht në hapësirë, molekula e amoniakut ka polaritet të lartë, gjë që çon në tretshmërinë e saj të mirë në ujë.

Në amoniak të lëngshëm, molekulat janë të lidhura me njëra-tjetrën me lidhje hidrogjeni. Krahasimi vetitë fizike amoniaku i lëngshëm me ujë tregon se amoniaku ka pika më të ulëta vlimi (t vlimi -33,35 °C) dhe pika shkrirjeje (t shkrirja -77,70 °C), si dhe më shumë densitet të ulët, viskoziteti (viskoziteti i amoniakut të lëngshëm është 7 herë më i vogël se viskoziteti i ujit), përçueshmëria dhe konstanta dielektrike. Kjo shpjegohet në një farë mase me faktin se forca e këtyre lidhjeve në amoniak të lëngshëm është dukshëm më e ulët se ajo e ujit, dhe gjithashtu me faktin se molekula e amoniakut ka vetëm një palë elektrone të pandarë, në ndryshim nga dy palë në molekulë uji, e cila nuk bën të mundur formimin e rrjetit të gjerë lidhjet hidrogjenore ndërmjet disa molekulave. Amoniaku shndërrohet lehtësisht në një lëng të pangjyrë me një densitet prej 681.4 kg/m³, i cili thyen fuqishëm dritën. Ashtu si uji, amoniaku i lëngshëm është shumë i lidhur, kryesisht nëpërmjet formimit të lidhjeve hidrogjenore. Amoniaku i lëngshëm praktikisht nuk përçon energji elektrike. amoniak i lëngshëm - tretës i mirë për shumë numer i madh organike, si dhe për shumë komponime inorganike. Amoniaku i ngurtë është kristale kubike pa ngjyrë.

Vetitë kimike

• Për shkak të pranisë së një çifti elektronik të vetëm, amoniaku vepron si një nukleofil ose agjent kompleks në shumë reaksione. Pra, shton një proton, duke formuar një jon amoniumi:

NH 3 + H + → NH 4 +

• Një zgjidhje ujore e amoniakut ("amoniak") ka një reagim pak alkalik për shkak të procesit:

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

• Ndërveprimi me acidet jep kripërat përkatëse të amonit:

NH 3 + HNO 3 → NH 4 JO 3

• Amoniaku është gjithashtu shumë acid i dobët(10,000,000,000 herë më i dobët se uji), është i aftë të formojë kripëra me metale - amide. Komponimet që përmbajnë jone NH 2 − quhen amide, NH 2 − quhen imide dhe N 3 − quhen nitride. Amidet e metaleve alkali përgatiten duke i trajtuar ato me amoniak:

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

Amidet, imidet dhe nitridet e një numri metalesh formohen si rezultat i reaksioneve të caktuara në amoniak të lëngshëm. Nitridet mund të prodhohen duke ngrohur metalet në një atmosferë azoti.

Amidet e metaleve janë analoge të hidroksideve. Kjo analogji forcohet nga fakti se jonet OH − dhe NH 2 −, si dhe molekulat H 2 O dhe NH 3, janë izoelektronike. Amidet janë baza më të forta se hidroksidet, dhe për këtë arsye i nënshtrohen hidrolizës së pakthyeshme në tretësirat ujore:

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

dhe në alkool:

KNH 2 + C 2 H 5 OH → C 2 H 5 OK + NH 3

Ashtu si tretësirat ujore të alkaleve, tretësirat e amoniakut të amideve përcjellin mirë rrymën elektrike, e cila është për shkak të disociimit:

MNH 2 → M + + NH 2 −

Fenolftaleina në këto solucione bëhet e kuqe kur shtohen acidet, ato neutralizohen. Tretshmëria e amideve ndryshon në të njëjtën sekuencë si tretshmëria e hidroksideve: LiNH 2 - i patretshëm, NaNH 2 - pak i tretshëm, KNH 2, RbNH 2 dhe CsNH 2 - shumë i tretshëm.

• Kur nxehet, amoniaku shfaq veti reduktuese. Pra, digjet në një atmosferë oksigjeni, duke formuar ujë dhe azot. Oksidimi i amoniakut me ajër në një katalizator platini prodhon okside të azotit, të cilat përdoren industrialisht për të prodhuar acid nitrik:

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

Aftësia reduktuese e NH 3 bazohet në përdorimin e amoniakut NH 4 Cl për të pastruar sipërfaqen e metalit nga oksidet gjatë bashkimit:

3CuO + 2NH 4 Cl → 3Cu + 3H 2 O + 2HCl + N 2

Nga oksidimi i amoniakut me hipoklorit natriumi në prani të xhelatinës, përftohet hidrazina:

2NH 3 + NaClO → N 2 H 4 + NaCl + H 2 O

• Halogjenët (klor, jod) formojnë eksplozivë të rrezikshëm me amoniak - halogjene të azotit (klorur azoti, jodur azoti).

• Amoniaku reagon me alkanet e halogjenizuara përmes shtimit nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve):

NH 3 + CH 3 Cl → CH 3 NH 3 Cl (hidroklorur metil amonium)

• Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidride të tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv).

• Në 1000 °C, amoniaku reagon me karbonin për të formuar HCN dhe dekompozohet pjesërisht në azot dhe hidrogjen. Ai gjithashtu mund të reagojë me metanin, duke formuar të njëjtin acid hidrocianik:

CH 4 + NH 3 + 1,5O 2 → HCN + 3H 2 O

Historia e emrit

Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ureja (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave shtazore, dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane Amonian. Ky ishte emri që u jepej njerëzve që adhuronin perëndinë Amon. Gjatë ritualeve të tyre, ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili, kur nxehet, avullon amoniakun.

Amoniak i lëngshëm

Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërbëhet në jone, gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin:

2NH 3 → NH 4 + + NH 2 −

Konstanta e vetë-jonizimit të amoniakut të lëngshëm në -50 °C është afërsisht 10 -33 (mol/l)².

Amoniaku i lëngshëm, si uji, është një tretës i fortë jonizues në të cilin një numër i metale aktive: alkaline, tokë alkaline, Mg, Al, si dhe Eu dhe Yb. Tretshmëria e metaleve alkaline në NH 3 të lëngshme është disa dhjetëra përqind. Disa komponime ndërmetalike që përmbajnë metalet alkali, për shembull Na 4 Pb 9 .

Tretësirat e holluara të metaleve në amoniak të lëngshëm janë me ngjyrë blu, tretësirat e koncentruara kanë një shkëlqim metalik dhe duken si bronz. Kur amoniaku avullohet, metalet alkaline lirohen në formë të pastër dhe metalet alkaline tokësore çlirohen në formën e komplekseve me amoniak [E(NH 3) 6 ] me përçueshmëri metalike. Kur nxehen pak, këto komplekse dekompozohen në metal dhe NH3.

Metali i tretur në NH 3 gradualisht reagon për të formuar një amid:

2Na + 2NH 3 → 2NaNH 2 + H 2 -

Amidet metalike që rezultojnë nga reaksioni me amoniak përmbajnë jon negativ NH 2 −, që formohet edhe gjatë vetëjonizimit të amoniakut. Kështu, amidet metalike janë analoge të hidroksideve. Shpejtësia e reagimit rritet kur kalon nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani të papastërtive edhe të vogla të H 2 O.

Tretësirat metalike-amoniak kanë përçueshmëri elektrike metalike në to, atomet metalike zbërthehen në jone pozitive dhe elektrone të tretura të rrethuara nga molekula NH 3. Tretësirat metal-amoniak, të cilat përmbajnë elektrone të lira, janë agjentët reduktues më të fortë.

Kompleksimi

Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë në komponime komplekse si ligandë. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Ni(NO 3) 2 + 6NH 3 → (NO 3) 2

Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim në ngjyrën e tretësirës, ​​kështu që në reaksionin e parë ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyrë komplekse), dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni(NO 3 ) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formohen nga kromi dhe kobalti në gjendje oksidimi +3.

Roli biologjik

Amoniaku është produkti përfundimtar i metabolizmit të azotit në trupin e njerëzve dhe kafshëve. Formohet gjatë metabolizmit të proteinave, aminoacideve dhe komponimeve të tjera azotike. Prandaj, është shumë toksik për trupin shumica amoniaku shndërrohet nga mëlçia gjatë ciklit të ornitinës në një përbërje më të padëmshme dhe më pak toksike - karbamid (ure). Më pas, ureja ekskretohet nga veshkat dhe një pjesë e uresë mund të shndërrohet nga mëlçia ose veshkat në amoniak.

Amoniaku mund të përdoret gjithashtu nga mëlçia për procesin e kundërt - risintezën e aminoacideve nga amoniaku dhe keto analoge të aminoacideve. Ky proces quhet "aminim reduktues". Kështu nga lëpjetë acid acetik Përftohet acidi aspartik, nga acidi α-ketoglutarik, etj.

Veprim fiziologjik

Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të afta të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda nëse thithen. sistemi nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorbtive.

Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që ne e perceptojmë si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij bien në kontakt me lëkurën, shfaqet një ndjesi djegieje dhe është e mundur një djegie kimike me flluska dhe ulçera. Përveç kësaj, amoniak i lëngshëm thith nxehtësinë pas avullimit dhe ngrirja ndodh me kontakt me lëkurën shkallë të ndryshme. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg/m³.

Përqendrimi maksimal i lejuar në ajër zona e punës ambientet e prodhimit është 20 mg/m³. Prandaj, nëse ndjeni erë amoniak, atëherë puna pa pajisje mbrojtëse është tashmë e rrezikshme. Irritimi i faringut ndodh kur përmbajtja e amoniakut në ajër është 280 mg/m³, sytë - 490 mg/m³. Kur ekspozohet ndaj përqendrimeve shumë të larta, amoniaku shkakton dëmtime të lëkurës: 7-14 g/m³ - eritematoz, 21 g/m³ ose më shumë - dermatit bulloz. Edema toksike pulmonare zhvillohet kur ekspozohet ndaj amoniakut për një orë në një përqendrim prej 1.5 g/m³. Ekspozimi afatshkurtër ndaj amoniakut në një përqendrim prej 3.5 g/m³ ose më shpejt çon në zhvillimin e efekteve toksike të përgjithshme. Përqendrimi maksimal i lejueshëm i amoniakut në ajrin atmosferik vendbanimet e barabartë me: mesatare ditore 0.04 mg/m³; doza maksimale e vetme 0.2 mg/m³.

Në botë, përqendrimi maksimal i amoniakut në atmosferë (më shumë se 1 mg/m³) vërehet në Rrafshin Indo-Gangetic, në Luginën Qendrore të SHBA-së dhe në rajonin e Kazakistanit Jugor.

Aplikacion

Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike, prodhimi vjetor i tij global arrin në 150 milionë tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotike (nitrat dhe sulfat amoniumi, ure), eksplozivët dhe polimeret, acidi nitrik, sode (duke përdorur metodën e amoniakut) dhe produkte të tjera të industrisë kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.

Në teknologjinë e ftohjes përdoret si ftohës (R717)

Në mjekësi, një zgjidhje 10% e amoniakut, më shpesh e quajtur amoniak, përdoret për gjendje të fikëti (për të nxitur frymëmarrjen), për të stimuluar të vjellat, si dhe nga jashtë për nevralgjinë, miozitin, pickimin e insekteve dhe trajtimin e duarve të kirurgut. Nëse përdoret në mënyrë të gabuar, mund të shkaktojë djegie të ezofagut dhe stomakut (nëse merret tretësirë ​​e paholluar), ndërprerje refleksive e frymëmarrjes (nëse thithet në përqendrime të larta).

Përdoret në mënyrë topike, thithëse dhe nga goja. Për të stimuluar frymëmarrjen dhe për ta nxjerrë pacientin nga një gjendje e dobët, sillni me kujdes në hundën e pacientit një copë të vogël garzë ose leshi pambuku të lagur me amoniak (për 0,5-1 s). Nga goja (vetëm në hollim) për të nxitur të vjella. Për pickimin e insekteve - në formën e locioneve; për nevralgji dhe miozit - fërkim me liniment amoniak. Në praktikën kirurgjikale, ato hollohen në të ngrohtë ujë të zier dhe lajnë duart.

Meqenëse është një bazë e dobët, ajo neutralizon acidet gjatë ndërveprimit.

Efekti fiziologjik i amoniakut është për shkak të erës së mprehtë të amoniakut, e cila irriton receptorët specifikë në mukozën e hundës dhe nxit stimulimin e qendrave të frymëmarrjes dhe vazomotore të trurit, duke shkaktuar rritje të frymëmarrjes dhe rritje presionin e gjakut.

Faturë

Metoda industriale për prodhimin e amoniakut bazohet në ndërveprimin e drejtpërdrejtë të hidrogjenit dhe azotit:

N 2(g) + 3H 2(g) ↔ 2NH 3(g) + 45,9 kJ

Ky është i ashtuquajturi proces Haber ( fizikan gjerman, zhvilloi bazat fiziko-kimike të metodës).

Reagimi ndodh me lëshimin e nxehtësisë dhe një ulje të vëllimit. Prandaj, bazuar në parimin e Le Chatelier, reagimi duhet të kryhet sa më shumë që të jetë e mundur temperaturat e ulëta dhe në presione të larta - atëherë ekuilibri do të zhvendoset në të djathtë. Megjithatë, shpejtësia e reagimit në temperatura të ulëta është e papërfillshme, dhe në temperatura të larta shpejtësia e reagimit të kundërt rritet. Kryerja e reaksionit në presione shumë të larta kërkon krijimin e pajisjeve speciale që mund të përballojnë presionin e lartë, e për rrjedhojë edhe investime të mëdha kapitale. Përveç kësaj, ekuilibri i reaksionit, edhe në 700 °C, vendoset shumë ngadalë për përdorimin e tij praktik.

Përdorimi i një katalizatori (hekuri poroz me papastërti Al 2 O 3 dhe K 2 O) bëri të mundur përshpejtimin e arritjes së një gjendje ekuilibri. Interesante, kur kërkohej një katalizator për këtë rol, u provuan më shumë se 20 mijë substanca të ndryshme.

Duke marrë parasysh të gjithë faktorët e mësipërm, procesi i prodhimit të amoniakut kryhet në kushtet e mëposhtme: temperatura 500 °C, presion 350 atmosfera, katalizator. Rendimenti i amoniakut në kushte të tilla është rreth 30%. Në kushte industriale, përdoret parimi i qarkullimit - amoniaku hiqet me ftohje, dhe azoti dhe hidrogjeni i pareaguar kthehen në kolonën e sintezës. Kjo rezulton të jetë më ekonomike sesa të arrihet një rendiment më i lartë i reagimit duke rritur presionin.

Për të marrë amoniak në laborator, përdoret veprimi i alkaleve të forta në kripërat e amonit:

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

Zakonisht metodë laboratorike merrni merrni nxehtësi e ulët një përzierje e klorurit të amonit dhe gëlqeres së shuar. 2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O

Për të tharë amoniakun, kalohet përmes një përzierje gëlqereje dhe sode kaustike.

Amoniaku shumë i thatë mund të merret duke tretur metalin e natriumit në të dhe më pas duke e distiluar atë. Kjo bëhet më së miri në një sistem të bërë prej metali nën vakum. Sistemi duhet të përballojë presionin e lartë (presionin e temperaturës së dhomës avujt e ngopur amoniak rreth 10 atmosfera). Në industri, amoniaku thahet në kolona thithëse.

Amoniaku në mjekësi

Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. E mundshme Efektet anësore: Me ekspozim të zgjatur (përdorim inhalues), amoniaku mund të shkaktojë ndalim respirator refleks. Përdorimi lokal është kundërindikuar për dermatit, ekzemë, sëmundje të tjera të lëkurës, si dhe për dëmtime të hapura traumatike të lëkurës. Për përdorim inhalues ​​- ndalimi i refleksit frymëmarrje, kur aplikohet në vend - acarim, dermatit, ekzemë në vendin e aplikimit. Aplikimi lokal është i mundur vetëm në lëkurë të paprekur. Në rast të dëmtimit aksidental të mukozës së syrit, shpëlajeni me ujë (15 minuta çdo 10 minuta) ose me tretësirë ​​të acidit borik 5%. Vajrat dhe pomadat nuk përdoren. Për dëmtimin e hundës dhe faringut - zgjidhje 0.5%. acid citrik ose lëngje natyrale. Nëse merret nga goja, pini ujë, lëng frutash, qumësht, mundësisht 0,5% tretësirë ​​të acidit citrik ose 1% tretësirë ​​të acidit acetik derisa përmbajtja e stomakut të neutralizohet plotësisht. Ndërveprimi me barna të tjera është i panjohur. (Udhëzime për përdorim)

AMONIAK(NH 3) - përbërje kimike azoti me hidrogjen, gaz i pangjyrë me erë të fortë karakteristike që irriton mukozën. Gjetur në Jo sasi të mëdha në ajër, ujin e lumenjve dhe detit, në tokë, veçanërisht në ato vende ku dekompozohet lënda organike substancat që përmbajnë azot(shih Kalbja).

Amoniaku u përftua për herë të parë nga shkencëtari anglez D. Priestley (1774) përmes veprimit të gëlqeres së shuar mbi klorurin e amonit. Në 1787, emri "amoniak" u propozua për amoniak, i cili u mbajt në vende të ndryshme. Në Rusi në 1801, kimisti Ya D. Zakharov e zëvendësoi këtë emër me "amoniak" më të shkurtër.

NË kushtet laboratorike Amoniaku fitohet duke zhvendosur kripërat e amoniakut nga amoniaku me zgjidhje të alkaleve të forta kur nxehet:

2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O.

Në teknologji, amoniaku prodhohet në mënyrë sintetike duke përdorur një metodë të zhvilluar nga kimisti gjerman F. Haber. Sinteza e amoniakut kryhet si më poshtë: një përzierje e azotit dhe hidrogjenit kompresohet duke përdorur një kompresor në 200-220 atm dhe, nën këtë presion, kalon përmes një aparati kontakti që përmban një katalizator (hekur me shtimin e oksideve të aluminit dhe kaliumit). Pasi kalojnë mbi katalizator, gazrat që përmbajnë rreth 10% a hyjnë në ftohës dhe më pas në një numër aparatesh amoniaku absorbohet nga uji.

Në prani të energjisë elektrike të lirë të nevojshme për të krijuar temperatura të larta, amoniaku sintetizohet duke përdorur metodën e cianamidit, bazuar në ndërveprimin e azotit atmosferik dhe karbitit të kalciumit. Në temperaturë të lartë të dyja substancat reagojnë me njëra-tjetrën për të formuar cianamidin e kalciumit, i cili, nën veprimin e avullit të ujit të mbinxehur dhe një presioni prej 6 atm, dekompozohet lehtësisht duke formuar amoniak.

Dendësia e amoniakut në t° 0° dhe një presion prej 760 mm Hg (1 atm) është 0,589. Pesha prej 1 litër - 0,771 g Në një presion prej 7 atm dhe temperaturë dhome, amoniaku është në gjendje e lëngët. Në një presion prej 1 atm, kur ftohet në t° - 40°, ai lëngëzohet. Kur ftohet në t° - 75° kristalizohet. Amoniaku absorbohet mirë karboni i aktivizuar. E tretim mirë në ujë. 750 vëllime amoniaku treten në një vëllim uji në temperaturën e dhomës. Një tretësirë ​​ujore e ngopur përmban 33% amoniak. Një zgjidhje e amoniakut në ujë quhet amoniak. Me ujë, amoniaku formon një përbërje shumë të dobët - hidrat oksid amoniumi (NH 4 OH), i cili është një bazë e dobët.

Amoniaku lirohet lehtësisht nga një tretësirë ​​ujore, veçanërisht kur nxehet; djeg në oksigjen për të formuar ujë dhe azot:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O;

në prani të katalizatorëve oksidohet në oksid azoti.

Një zgjidhje e amoniakut në ujë ka një reaksion pak alkalik, pasi përmban jone hidroksil (OH -). Këto të fundit lindin për faktin se disa nga molekulat e amoniakut kombinohen me jonet e hidrogjenit të ujit: NH 3 + HOH = NH +4 + OH - . Disa jone hidroksili lidhen me jonet e amonit, duke formuar hidrat oksid amoniumi NH +4 + OH - = NH 4 OH. Nga kjo rrjedh se një zgjidhje e amoniakut përmban njëkohësisht molekula amoniaku, jone NH +4 dhe OH-. Megjithatë, pjesa më e madhe e amoniakut të tretur është në formën e molekulave.

Kur amoniaku i lëngshëm avullon, ai thith një sasi të madhe nxehtësie (327 kalori për 1 g), për këtë arsye përdorej në frigorifer. Amoniaku është veçanërisht i rëndësishëm si burim i acidit nitrik dhe kripërave të tij. Sinteza e amoniakut duke përdorur azot atmosferik, sasia e të cilit është praktikisht e pashtershme, ju lejon të rimbushni rezervat e substancave azotike në tokë dhe ta bëni atë më pjellore. Për përdorim si plehra, sulfati i amonit dhe nitrati i amonit përgatiten nga amoniaku në sasi të mëdha.

Në praktikën farmaceutike, përdoret amoniak me fuqi të ndryshme. Tretësira zyrtare duhet të përmbajë 10% amoniak.

Amoniaku zë një vend qendror në metabolizmin e azotit të bimëve. përmes sistemi rrënjor kripërat e amoniakut hyjnë në bimë në sasi shumë të vogla, pasi përmbajtja e tyre në tokë është e ulët. Amoniaku në tokë i nënshtrohet oksidimit si rezultat i aktivitetit të baktereve nitrifikuese, dhe kripërat që rezultojnë të acideve azotike dhe nitrik përdoren pas formimit paraprak të amoniakut prej tyre për sintezën e aminoacideve (dhe prej tyre proteinave) dhe azotit tjetër. -substanca që përmbajnë (shih Metabolizmi i azotit).

Amoniaku formohet gjithashtu në trupin e njerëzve dhe kafshëve. Burimi i formimit të tij janë aminoacidet që gjenden në indet e kafshëve, si dhe acidi adenil. Megjithatë, përmbajtja e amoniakut në inde, gjak dhe lëngun cerebrospinal është shumë e vogël (0,01-0,1 mg%). Kjo shpjegohet me faktin se në indet e trupit amoniaku i formuar eliminohet nga sinteza e amideve (shih). Eliminimi i amoniakut (kryesisht glutamina sintetizohet në trupin e kafshëve) është një proces i përgjithshëm biologjik që ndodh në mikroorganizmat, bimët dhe trupin e kafshëve. Produkti përfundimtar i neutralizimit dhe eliminimit të amoniakut në trupin e njeriut është ure (shih).

Amoniaku formohet gjatë tkurrjes së muskujve, eksitimit ind nervor. Amoniaku i formuar gjatë punës së muskujve eliminohet pjesërisht, por pjesërisht hyn në gjak. Amoniaku gjithashtu hyn në gjak nga zorrët. Ekskretohet nga trupi i njerëzve dhe kafshëve me urinë në formën e kripërave të amonit (kryesisht sulfat amonit). Me acidozë, sekretimi i amoniakut në urinë rritet ndjeshëm. Burimi kryesor i amoniakut të urinës është glutamina, e cila shpërndahet në veshka nga gjaku, ku deamidohet nga glutaminaza.

Përcaktimi sasior i amoniakut kryhet me reaksionin e neutralizimit të acidit: 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2SO 4. Acidi i papërdorur titrohet me një zgjidhje alkali në prani të një treguesi - metil portokalli. Amoniaku matet gjithashtu nga një reaksion ngjyre me reagentin Nessler (tretësirë ​​alkaline e jodidit të merkurit të kaliumit K 2 Hg 2 I 4). Për të përcaktuar amoniakun në ajër, një vëllim i caktuar i tij tërhiqet duke përdorur një aspirator përmes balonave thithëse që përmbajnë 10 N. tretësirë ​​e acidit sulfurik, dhe më pas përcaktohet në mënyrë titrimetrike ose kolorimetrike.

Përdorimi i amoniakut në mjekësi

Efekti irritues i amoniakut dhe kripërave të tij përdoret në mjaltë. praktikë. Reflekset që ndodhin kur mukozat e sipërme traktit respirator, kontribuojnë në ngacmimin e qendrës së frymëmarrjes, veçanërisht kur ajo është në depresion (mbytje, helmim, etj.). Thithja e amoniakut shkakton rritje të frymëmarrjes dhe rritje të presionit të gjakut; kur ekspozohet ndaj përqendrimeve të mëdha, përkundrazi, frymëmarrja ndalet dhe pulsi ngadalësohet. Përveç kësaj, me ekspozim të zgjatur ndaj përqendrimeve të larta të amoniakut në vendin e aplikimit të tij, mund të ndodhin ndryshime inflamatore dhe nekrobiotike në inde. Amoniaku gjithashtu ka një efekt dezinfektues.

Nga preparatet e amoniakut, amoniaku (Solutio Ammonii caustici, Liquor Ammonii caustici, Ammonium causticum solutum, NH 4 OH) ka përdorimin më të madh terapeutik - 10% tretësirë ​​ujore e amoniakut. Përzihet me ujë dhe alkool në çdo raport. Amoniaku irriton receptorët e mukozës dhe eksiton në mënyrë refleksive qendrat motorike të frymëmarrjes dhe enëve të gjakut. Kjo veti lidhet me përdorimin e tij në rastet e të fikëtit ose të helmimit me alkool (inhalim ose administrim oral i 5-10 pikave në 100 ml ujë). Efekti në qendrën e frymëmarrjes është jetëshkurtër dhe stimulimi afatgjatë i frymëmarrjes kërkon përdorimin e analeptikëve. Në praktikën kirurgjikale, amoniaku përdoret si dezinfektues për larjen e duarve (25 ml për 5 l ujë të ngrohtë- Metoda Kochergin-Spasokukotsky).

Për artritin kronik dhe nevralgjinë, linimenti i amoniakut (Linimentum ammonatum, liniment i paqëndrueshëm, Linimentum volatile) përdoret si një agjent shpërqendrues - një lëng homogjen i trashë me një ngjyrë të verdhë-të bardhë me erë amoniaku. Përftohet duke tundur një përzierje të vajit të lulediellit (74 pjesë) dhe acidit oleik (1 pjesë) me një zgjidhje amoniaku (25 pjesë).

Tretësira e amoniakut, kur merret nga goja, ka një efekt ekspektorant (shih Pikat e amoniakut-anise).

Tretësirat e amoniakut përdoren për të neutralizuar toksinat acidike nga pickimi i insekteve, gjarpërinjve dhe karakurtit (losione ose injeksione në vendin e kafshimit). Ka dëshmi të përdorimit të solucioneve të dobëta të amoniakut (0,1-0,2%) si një agjent anti-inflamator për panaritiumet, vlimet, absceset dhe të ngjashme.

Rreziqet profesionale

Helmimi me amoniak në kushte industriale është shpesh akut dhe ndodh vetëm në situata emergjente; Helmimi kronik është i mundur, por më pak i zakonshëm.

Pragu i veprimit refleks për njerëzit është 25 mg/m3. Një ndjenjë acarimi vërehet në 100 mg/m 3. Puna është e vështirë në 140-210 mg/m 3, e pamundur në 350 mg/m 3 e lart.

Në helmim akut shfaqet rrufë, dhimbje dhe dhimbje fyti, jargëzim, ngjirurit e zërit, hiperemia e mukozave të traktit të sipërm respirator dhe syve.

Në rast të helmimit të rëndë, ka një ndjenjë shtrëngimi dhe dhimbje në gjoks, kollë e fortë paroksizmale, mbytje, dhimbje koke, dhimbje stomaku, të vjella, mbajtje urinare. Shfaqet një çrregullim i mprehtë i frymëmarrjes dhe qarkullimit të gjakut. Një djegie në mukozën e traktit të sipërm respirator dhe zhvillimi i pneumonisë, më rrallë edemë pulmonare toksike, janë të mundshme. Ndodh një eksitim i fortë. Shkaku i vdekjes në disa raste është inflamacioni i bronkeve dhe i mushkërive. Kontakti i drejtpërdrejtë me lëkurën ose mukozën e syve mund të rezultojë në një djegie kimike. Pasojat e helmimit akut mund të jenë mjegullimi i kornesë dhe humbja e shikimit, ngjirja e zërit, ndonjëherë humbja e plotë e zërit, bronkiti kronik dhe aktivizimi i procesit të tuberkulozit.

Kron. helmimi mund të zhvillohet me ekspozim të vazhdueshëm ndaj përqendrimeve të ulëta të amoniakut Një përqendrim i amoniakut prej 40 mg/m 3 është pragu veprim kronik(ekspozimi 24-orësh). Përmbajtja e amoniakut në urinën e kafshëve të helmuara rritet ndjeshëm. Në autopsi, kafshët e ekspozuara ndaj helmimit shfaqin inflamacion purulent të trakesë dhe bronkeve, pneumoni dhe pleurit; ndryshimet patologjike nga ana e organeve parenkimale janë të lidhura me sa duket me një reagim ndaj një djegieje.

Amoniaku në trup neutralizohet shpejt, dhe për këtë arsye efekti i tij kumulativ është i parëndësishëm ose madje i pamundur. Në rast helmimi kronik, njerëzit përjetojnë humbje të nuhatjes, konjuktivit, katarre kronike të mukozave të hundës, traktit të sipërm respirator dhe bronkeve.

Ndihma e parë: nëse spërkatjet e tretësirave të amoniakut ju bien në sy, shpëlani menjëherë sytë me ujë të rrjedhshëm. Më pas përdoret vazelina ose vaj ulliri, novokainë me adrenalinë, sulfacil - natrium (albucid - natrium). Në rast të spërkatjeve në lëkurë, shpëlajeni menjëherë me një rrjedhë të fortë uji. Nëse lëkura ndikohet nga gazi i amoniakut, aplikoni një zgjidhje 5% të acidit acetik ose citrik si locion. Në rast helmimi - ajër i pastër, inhalim i avullit të ngrohtë të acidifikuar, mentol 10% në kloroform, barna të buta (kodeinë, dioninë - 0,01 g), oksigjen, nxehtësi.

Për spazmën e glotisit - nxehtësia lokale, inhalimi, atropina, trakeotomia nëse indikohet. Medikamente kardiake sipas indikacioneve. Nëse frymëmarrja ndalet - frymëmarrje artificiale. Trajtimi dhe parandalimi i edemës pulmonare (shih).

Parandalimi zbret në mbylljen e pajisjeve dhe komunikimeve. Kur punoni në zona të rrezikshme, duhet të përdorni një maskë gazi industrial filtrues të klasës K (kuti jeshile) dhe të monitoroni sistematikisht përqendrimin e amoniakut në ajrin e ambienteve industriale.

Përqendrimi maksimal i lejuar në atmosferën e ambienteve industriale është 20 mg/m 3.

Amoniaku në mjekësinë ligjore

Amoniaku mund të shkaktojë helmim në gjendje të gaztë ose kur merret nga goja në formën e tretësirave ujore. Kuadri klinik i helmimit me amoniak (per os) është i ngjashëm me atë të vërejtur në rast helmimi me substanca kaustike, por ka disa veçori: karakteristike është era e të vjellave, rrjedhja e hundës, lakrimi, kolla e rëndë; vërehet parezë e ekstremiteteve të poshtme. Gjatë ekzaminimit mjekoligjor i kushtohet vëmendje ngjyrës së kuqe të ndezur të mukozës së gojës, faringut, ezofagut dhe stomakut, ndonjëherë duke marrë ngjyrë më të errët. Në mushkëri vërehet pneumoni fokale dhe në veshka nefriti akut.

Kur kufoma hapet, ndihet era e amoniakut, e cila vazhdon për disa ditë. Për zbulimin cilësor kimik mjeko-ligjor të amoniakut, përdoret aftësia e avujve të tij për të ngjyrosur letrën e kuqe të lakmusit dhe letrën e lagur me një tretësirë ​​të sulfatit të bakrit blu. Për të përjashtuar amoniakun e formuar gjatë kalbjes së biolit. objekte, një provë kryhet paralelisht me një copë letre të njomur në një zgjidhje të acetatit të plumbit. Në këtë rast, nxirja ndodh në prani të sulfurit të hidrogjenit, i cili shoqëron amoniakun gjatë kalbjes. Nëse dy copat e para të letrës bëhen blu dhe e treta errësohet, duke përcaktuar praninë e amoniakut që ka hyrë në trup. metodë kimike nuk është më e mundur.

Përcaktimi sasior i amoniakut në studimin e materialit kadaverik, si rregull, nuk mund të bëhet.

Bibliografi

Zakusov V.V. Farmakologjia, f. 186, M., 1966; Kozlov N. B. Amoniaku, metabolizmi dhe roli i tij në patologji, M., 1971; Mashkovsky M. D. Barna, pjesa 1, f. 393, M., 1972; Remy G. Kursi kimia inorganike, përkth. me gjermanisht, vëll 1, f. 587, M., 1972; Goodman L.S. Gilman A. Baza farmakologjike e terapisë, N. Y., 1970.

Rreziqet profesionale

Alpatov I. M. Studimi i toksicitetit të gazit të amoniakut, Gig. punës dhe prof. zabolev., Nr. 2, f. 14, 1964; Alpatov I.M. dhe Mikhailov V.I. Studimi i toksicitetit të gazit të amoniakut, po aty, nr. 12, f. 51, 1963; Volfovskaya R. N. dhe Davydova G. N. Vëzhgimet klinike të helmimi akut amoniak, Sht. shkencore punon Leningr. në koncert. punë, fq. 155, 1945; Substancat e dëmshme në industri, ed. N.V. Lazareva, pjesa 2, f. 120, L., 1971, bibliogr.; Mikhailov V.I et al. puna dhe sëmundjet profesionale, Nr. 10, f. 53, 1969, bibliogr.

D. L. Ferdman; V. K. Lepakhin (pharm.), E. N. Marchenko (prof.), M. D. Shvaikova (gjykim).

Vetitë e amoniakut NH 3 (gazit) në presionin atmosferik

Amoniaku (NH 3) është një substancë e gaztë toksike e ndezshme që ka vetinë të formojë një përzierje shpërthyese në kontakt me ajrin.

Në presion normal dhe në temperaturën e dhomës ekziston në formën e një gazi. Për përdorim në prodhim dhe transport, amoniaku (nitridi) është i lëngshëm.

Amoniaku teknik përdoret si lënda e parë kryesore në prodhim sasi e madhe substanca që përmbajnë dhe përdoren në industri të ndryshme: plehra minerale dhe acidi hidrocianik, Në përgjithësi sinteza organike etj.

Tabela tregon dendësinë dhe vetitë termofizike amoniaku në gjendje të gaztë në varësi të temperaturës në presion prej 760 mmHg. Vetitë e amoniakut tregohen në temperaturat nga -23 në 627 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e amoniakut:

• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• koeficienti i përçueshmërisë termike, W/(m deg);
• viskozitet dinamik;
• Numri Prandtl.

Tabela tregon se vetitë e amoniakut varen ndjeshëm nga temperatura. Kështu që, Me rritjen e temperaturës, dendësia e amoniakut zvogëlohet, dhe numri Prandtl; karakteristikat e tjera të këtij gazi rrisin vlerat e tyre.

Për shembull, në temperaturë 27°C(300 K) amoniaku ka një densitet të barabartë me 0,715 kg/m3, dhe kur nxehet në 627°C (900 K), dendësia e amoniakut zvogëlohet në një vlerë prej 0,233 kg/m3.

Dendësia e amoniakut në temperaturën e dhomës dhe normale presioni atmosferik dukshëm më e ulët në këto kushte.

Shënim: Kujdes! Përçueshmëria termike e amoniakut në tabelë tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.

Vetitë e amoniakut (avulli i thatë i ngopur)

Tabela tregon vetitë termofizike të amoniakut të ngopur të thatë në varësi të temperaturës.
Vetitë janë dhënë në intervalin e temperaturës nga -70 në 70 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e avullit të amoniakut:

• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• ngrohjes tranzicioni fazor, kJ/kg;
• kapaciteti specifik i nxehtësisë, kJ/(kg deg);
• difuziviteti termik, m 2 /s;
• viskoziteti dinamik, Pa s;
• viskoziteti kinematik, m 2 / s;
• Numri Prandtl.

Vetitë e amoniakut varen shumë nga temperatura. Ekziston një lidhje e drejtpërdrejtë midis temperaturës dhe presionit të avullit të amoniakut të ngopur.
Dendësia avull i ngopur amoniaku rritet ndjeshëm. Difuziviteti termik dhe vlerat e viskozitetit ulen. Përçueshmëria termike e avullit të amoniakut të ngopur në tabelë tregohet në fuqinë 10 4. Mos harroni të pjesëtoni me 10000.

Vetitë e amoniakut të lëngshëm në gjendje të ngopur

Tabela tregon vetitë termofizike të lëngut të amoniakut të ngopur në varësi të temperaturës.
Vetitë e amoniakut në gjendje të lëngshme të ngopur jepen në intervalin e temperaturës nga -70 në 70 °C.

Tabela tregon sa vijon vetitë e amoniakut të lëngshëm:

• presioni i avullit të ngopur, MPa;
• dendësia e amoniakut, kg/m3;
• kapaciteti specifik i nxehtësisë, kJ/(kg deg);
• përçueshmëri termike, W/(m deg);
• difuziviteti termik, m 2 /s;
• viskoziteti dinamik, Pa s;
• viskoziteti kinematik, m 2 / s;
• Koeficient tensioni sipërfaqësor, N/m;
• Numri Prandtl.

Dendësia e amoniakut në gjendje të lëngshme është më pak e varur nga temperatura sesa dendësia e avullit të tij. Vetëm viskoziteti dinamik zvogëlohet ndjeshëm me rritjen e temperaturës së amoniakut të lëngshëm.

Përçueshmëria termike e amoniakut në gjendje të lëngët dhe të gaztë

Tabela tregon përçueshmërinë termike të amoniakut në gjendje të lëngët dhe të gaztë në varësi të temperaturës dhe presionit.
Përçueshmëria termike e amoniakut (dimensioni W/(m deg)) tregohet në intervalin e temperaturës nga 27 në 327 °C dhe presionin nga 1 deri në 1000 atmosfera.

Përçueshmëria termike e amoniakut në tabelë tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.
Vlerat e përçueshmërisë termike mbi vijën tregohen për amoniak të lëngshëm, përçueshmëria termike e të cilit zvogëlohet me rritjen e temperaturës.

Përçueshmëria termike e gazit të amoniakut rritet kur nxehet. Një rritje e presionit çon në një rritje të vlerës së përçueshmërisë termike si për amoniakun e lëngshëm ashtu edhe për atë të gaztë.

Tabela e mëposhtme tregon përçueshmëria termike e amoniakut në temperatura të ulëta dhe presion atmosferik.

në vijën e ngopjes në varësi të temperaturës është paraqitur në tabelën e mëposhtme. Duhet të theksohet se përçueshmëria termike e amoniakut të lëngshëm zvogëlohet kur nxehet.

Shënim: Kujdes! Përçueshmëria termike e amoniakut në tabela tregohet në fuqinë 10 3. Mos harroni të pjesëtoni me 1000.

Artikulli i mëparshëm: Sa është shpejtësia e dritës Artikulli vijues: Karakteristikat e elementit të karbonit dhe vetitë kimike