Ammoniak bei Raumtemperatur interagiert mit. Was ist Ammoniak? Formel und Eigenschaften von Ammoniak

Chemische Eigenschaften

Aufgrund des Vorhandenseins eines einsamen Elektronenpaars wirkt Ammoniak in vielen Reaktionen als Komplexbildner. Es bindet ein Proton und bildet ein Ammoniumion.

Eine wässrige Lösung von Ammoniak („Ammoniak“) hat verfahrensbedingt ein leicht alkalisches Milieu:

O > +; Ko=1, 8-10 -5 . (16)

Die Wechselwirkung mit Säuren ergibt die entsprechenden Ammoniumsalze:

2(O) + > (+ O. (17)

Ammoniak ist auch eine sehr schwache Säure, die mit Metallen Salze bilden kann - Amide.

Beim Erhitzen zeigt Ammoniak reduzierende Eigenschaften. Es verbrennt also in einer Sauerstoffatmosphäre unter Bildung von Wasser und Stickstoff. Die Oxidation von Ammoniak mit Luft an einem Platinkatalysator ergibt Stickoxide, die von der Industrie zur Herstellung von Salpetersäure verwendet werden:

4 + 54NO + 6O. (achtzehn)

Die Verwendung von Ammoniak Cl basiert auf der reduzierenden Fähigkeit, die Metalloberfläche während ihres Lötens von Oxiden zu reinigen:

3CuO + 2Cl > 3Cu + 3O + 2HCl +. (19)

Mit Halogenalkanen geht Ammoniak eine nukleophile Additionsreaktion ein und bildet ein substituiertes Ammoniumion (ein Verfahren zur Gewinnung von Aminen):

Cl > (Methylammoniumhydrochlorid). (zwanzig)

Mit Carbonsäuren, ihren Anhydriden, Halogeniden, Estern und anderen Derivaten erhält man Amide. Mit Aldehyden und Ketonen - Schiffsche Basen, die zu den entsprechenden Aminen reduziert werden können (reduktive Aminierung).

Bei 1000 °C reagiert Ammoniak mit Kohle zu Blausäure HCN und zersetzt sich teilweise in Stickstoff und Wasserstoff. Es kann auch mit Methan reagieren und die gleiche Blausäure bilden:

Flüssiges Ammoniak

Flüssiges Ammoniak dissoziiert, wenn auch in geringem Maße, in Ionen, in denen sich seine Ähnlichkeit mit Wasser manifestiert:

Flüssiges Ammoniak ist wie Wasser ein stark ionisierendes Lösungsmittel, in dem sich eine Reihe aktiver Metalle lösen: Alkali, Erdalkali, Mg, Al sowie Eu und Yb. Die Löslichkeit von Alkalimetallen in Flüssigkeit beträgt mehrere zehn Prozent. Einige intermetallische Verbindungen, die Alkalimetalle enthalten, lösen sich beispielsweise auch in flüssigem Ammoniak

Verdünnte Lösungen von Metallen in flüssigem Ammoniak werden eingefärbt blaue Farbe, konzentrierte Lösungen haben einen metallischen Glanz und ähneln Bronze. Beim Verdampfen von Ammoniak werden Alkalimetalle in reiner Form und Erdalkalimetalle in Form von Komplexen mit Ammoniak 2+ mit metallischer Leitfähigkeit freigesetzt. Bei schwacher Erwärmung zerfallen diese Komplexe in Metall und.

Das darin gelöste Metall reagiert allmählich zu einem Amid:

Komplexierung

Aufgrund ihrer Elektronendonor-Eigenschaften können Moleküle als Ligand in komplexe Verbindungen eintreten. So führt die Einführung von überschüssigem Ammoniak in Lösungen von Salzen von d-Metallen zur Bildung ihrer Aminokomplexe:

Die Komplexierung geht normalerweise mit einer Farbänderung der Lösung einher, sodass sich bei der ersten Reaktion die blaue Farbe () in dunkelblau und bei der zweiten Reaktion die Farbe von grün (Ni () nach blauviolett ändert. Am meisten stabile Komplexe mit Chrom und Kobalt in der Oxidationsstufe (+3).

Amminlösungen sind ziemlich stabil, mit Ausnahme von gelbbraunem Kobalt(II)-Ammoniak, das allmählich durch Luftsauerstoff zu kirschrotem Kobalt(III)-Ammoniak oxidiert wird. In Gegenwart von Oxidationsmitteln läuft diese Reaktion sofort ab.

Die Bildung und Zerstörung eines komplexen Ions wird durch eine Verschiebung des Gleichgewichts seiner Dissoziation erklärt. Nach dem Le-Chatelier-Prinzip verschiebt sich das Gleichgewicht in einer Lösung des Ammoniakkomplexes des Silbers mit zunehmender Konzentration bzw. Konzentration in Richtung Komplexbildung (nach links). Mit abnehmender Konzentration dieser Partikel in der Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts und das komplexe Ion wird zerstört. Dies kann auf die Bindung des Zentralions oder der Liganden an Verbindungen zurückzuführen sein, die stärker als der Komplex sind. Wird beispielsweise Salpetersäure zu einer Lösung gegeben, wird der Komplex durch Ionenbildung zerstört, wobei Ammoniak stärker an das Wasserstoffion gebunden ist:

Ammoniak bekommen

Das industrielle Verfahren zur Herstellung von Ammoniak basiert auf der direkten Wechselwirkung von Wasserstoff und Stickstoff:

Dies ist der sogenannte Garber-Prozess. Die Reaktion erfolgt unter Wärmefreisetzung und Volumenabnahme. Daher sollte die Reaktion nach dem Le-Chatelier-Prinzip bei der durchgeführt werden niedrige Temperaturen und bei hohe Drücke- dann verschiebt sich das Gleichgewicht nach rechts. Allerdings ist die Reaktionsgeschwindigkeit bei niedrigen Temperaturen vernachlässigbar und bei hohen Temperaturen nimmt die Geschwindigkeit der Rückreaktion zu. Die Verwendung eines Katalysators (poröses Eisen mit Verunreinigungen und) ermöglichte es, das Erreichen eines Gleichgewichtszustands zu beschleunigen. Interessanterweise wurden bei der Suche nach einem Katalysator für diese Rolle mehr als 20.000 verschiedene Substanzen ausprobiert.

Unter Berücksichtigung aller oben genannten Faktoren wird das Verfahren zur Gewinnung von Ammoniak unter den folgenden Bedingungen durchgeführt: Temperatur 500 ° C, Druck 350 Atmosphären, Katalysator. Unter industriellen Bedingungen wird das Kreislaufprinzip verwendet - Ammoniak wird durch Kühlung entfernt und nicht umgesetzter Stickstoff und Wasserstoff werden in die Synthesekolonne zurückgeführt. Dies erweist sich als wirtschaftlicher, als durch Druckerhöhung eine höhere Reaktionsausbeute zu erzielen.

Zur Gewinnung von Ammoniak im Labor wird die Einwirkung starker Laugen auf Ammoniumsalze genutzt:

Wird normalerweise im Labor durch schwaches Erhitzen einer Mischung von Ammoniumchlorid mit gelöschtem Kalk erhalten.

Um Ammoniak zu trocknen, wird es durch eine Mischung aus Kalk und Natronlauge geleitet.

AMMONIAK, NH 3 Molgewicht 17,03. Farbloses Gas bei Raumtemperatur, reizt die Schleimhäute. Ammoniak kondensiert leicht zu einer Flüssigkeit, die bei -33°,4 siedet und bei -77°,3 kristallisiert. Reines trockenes Ammoniak ist eine schwache Säure, was aus der Möglichkeit hervorgeht, darin Wasserstoff durch Natrium zu ersetzen und das Natriumamid NH 2 Na zu bilden, wenn Na in einem Ammoniakstrom erhitzt wird. Ammoniak ist jedoch extrem leicht an Wasser zu binden und bildet Alkali NH 4 OH, ätzendes Ammonium; eine Lösung von Ammoniumhydroxid in Wasser heißt Ammoniak.

Das Vorhandensein von Ammoniak, das aufgrund von Zersetzung aus ätzendem Ammonium entweicht

NH4 Oh NH3+ HOH

geöffnet von blauem Lackmuspapier. Ammoniak haftet leicht an Säuren und bildet NH 4 -Salze, z. B. NH 3 + HCl \u003d NH 4 Cl, was sich bemerkbar macht, wenn Ammoniakdämpfe (aus Ammoniak) und HCl-Dämpfe in der Luft aufeinandertreffen: eine weiße Wolke aus Ammoniak NH 4 Cl wird sofort gebildet. Ammoniak wird üblicherweise in Form von Ammoniak (D = 0,91, ca. 25 % NH 3 ) und dem sog. Ammoniak verwendet. " eiskaltes Ammoniak» (D = 0,882, mit 35 % NH 3 ).

Die Stärke von Ammoniak lässt sich am einfachsten anhand seiner Dichte bestimmen, deren Werte in der folgenden Tabelle aufgeführt sind:

Der Dampfdruck wässriger Lösungen von Ammoniak setzt sich aus den in der Tabelle angegebenen Partialelastizitäten von Ammoniak und Wasser zusammen:

Es ist klar, dass der Dampfdruck von Ammoniak als Substanz, die bei einer Temperatur deutlich unter dem Siedepunkt von Wasser siedet, >> Teilelastizität von Wasserdampf gegenüber Ammoniak. Die Löslichkeit von NH 3 in Wasser ist sehr hoch.

Die flüchtige charakteristische Wasserstoffverbindung des Stickstoffs ist Ammoniak. Bezüglich der Bedeutung in der anorganischen chemischen Industrie und der anorganischen Chemie ist Ammoniak die wichtigste Wasserstoffverbindung des Stickstoffs. Aufgrund seiner chemischen Natur ist es Wasserstoffnitrid H 3 N. In chemische Struktur Ammoniak sp 3 -Hybridorbitale des Stickstoffatoms bilden drei σ-Bindungen mit drei Wasserstoffatomen, die drei Ecken eines leicht verzerrten Tetraeders besetzen.

Die vierte Ecke des Tetraeders ist mit dem freien Elektronenpaar des Stickstoffs besetzt, das für die chemische Ungesättigtheit und Reaktivität von Ammoniakmolekülen sorgt, sowie große Größe elektrisches Moment des Dipols.

Unter normalen Bedingungen ist Ammoniak ein farbloses Gas mit stechendem Geruch. Es ist giftig: Es reizt die Schleimhäute, und eine akute Vergiftung verursacht Augenschäden und Lungenentzündung. Aufgrund der Polarität der Moleküle und der recht hohen Dielektrizitätskonstante ist flüssiges Ammoniak ein gutes Lösungsmittel. Alkali- und Erdalkalimetalle, Schwefel, Phosphor, Jod, viele Salze und Säuren lösen sich gut in flüssigem Ammoniak. Hinsichtlich der Löslichkeit in Wasser ist Ammoniak jedem anderen Gas überlegen. Diese Lösung wird Ammoniakwasser oder Ammoniak genannt. Die hervorragende Löslichkeit von Ammoniak in Wasser beruht auf der Bildung intermolekularer Wasserstoffbrückenbindungen.

Ammoniak hat die wichtigsten Eigenschaften:

Wechselwirkung von Ammoniak mit Wasser:

NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -

Wechselwirkung mit Halogenwasserstoffen:

NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl

Wechselwirkung mit Säuren (dadurch werden mittlere und saure Salze gebildet):

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 Ammoniumphosphat

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 Ammoniumhydrogenphosphat

NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 Ammoniumdihydrogenphosphat

Ammoniak interagiert mit Salzen einiger Metalle unter Bildung komplexer Verbindungen - Ammoniakate:

CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 Kupfertetraaminsulfat (II)

AgCl+ 2NH 3 → Cl Diamminsilberchlorid (ich)

Alle obigen Reaktionen sind Additionsreaktionen.

Redox-Eigenschaften:

Stickstoff hat im Ammoniakmolekül NH 3 die Oxidationsstufe -3, kann also bei Redoxreaktionen nur Elektronen abgeben und ist nur Reduktionsmittel.

Ammoniak stellt einige Metalle aus ihren Oxiden wieder her:

2NH 3 + 3CuO → N 2 + 3Cu + 3H 2 O

Ammoniak wird in Gegenwart eines Katalysators zu Stickstoffmonoxid NO oxidiert:

4NH 3 + 5O 2 → 4NO + 6H 2 O

Ammoniak wird durch Sauerstoff ohne Katalysator zu Stickstoff oxidiert:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O

21. Wasserstoffverbindungen von Halogenen. 22. Halogenwasserstoffsäuren.

Halogenwasserstoffe sind farblose Gase mit stechendem Geruch, gut wasserlöslich Fluorwasserstoff ist mit Wasser in jedem Verhältnis mischbar. Die hohe Löslichkeit dieser Verbindungen in Wasser ermöglicht es, konzentrierte Lösungen zu erhalten.

In Wasser gelöst, dissoziieren Halogenwasserstoffe als Säuren. HF bezeichnet schwach dissoziierte Verbindungen, was durch die besondere Stärke der Bindung erklärt wird. Die verbleibenden Lösungen von Halogenwasserstoffen gehören zu den starken Säuren. HF - Flusssäure (Flusssäure) HCl - Salzsäure (Salzsäure) HBr - Bromwasserstoffsäure HI - Jodwasserstoffsäure

Die Stärke von Säuren in der Reihe HF - HCl - HBr - HI nimmt zu, was durch eine Abnahme der Bindungsenergie in der gleichen Richtung und eine Zunahme des Kernabstands erklärt wird. HI ist die stärkste der Halogenwasserstoffsäuren.

Die Polarisierbarkeit steigt aufgrund der Tatsache, dass Wasser mehr von der Bindung polarisiert, deren Länge länger ist. Salze von Halogenwasserstoffsäuren werden jeweils als Fluoride, Chloride, Bromide, Jodide bezeichnet.

Chemische Eigenschaften von Halogenwasserstoffsäuren

In trockener Form wirken Halogenwasserstoffe auf die meisten Metalle nicht.

1. Wässrige Lösungen von Halogenwasserstoffen haben die Eigenschaften sauerstofffreier Säuren. Wechselwirkung mit vielen Metallen, ihren Oxiden und Hydroxiden; Metalle, die in der elektrochemischen Spannungsreihe von Metallen nach Wasserstoff liegen, werden nicht beeinflusst. Interagiert mit einigen Salzen und Gasen.

Flusssäure zerstört Glas und Silikate:

SiO2+4HF=SiF4+2Н2O

Daher kann es nicht in Glaswaren aufbewahrt werden.

2. Bei Redoxreaktionen verhalten sich Halogenwasserstoffsäuren wie Reduktionsmittel, und die Reduktionsaktivität in der Reihe Cl-, Br-, I- nimmt zu.

Kassenbon

Fluorwasserstoff entsteht durch Einwirkung von konzentrierter Schwefelsäure auf Flussspat:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

Chlorwasserstoff wird durch direkte Wechselwirkung von Wasserstoff mit Chlor gewonnen:

Dies ist ein synthetischer Weg, um zu bekommen.

Das Sulfatverfahren basiert auf der Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit NaCl.

Bei leichtem Erhitzen läuft die Reaktion unter Bildung von HCl und NaHSO4 ab.

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

Bei höherer Temperatur läuft die zweite Stufe der Reaktion ab:

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

HBr und HI können jedoch nicht auf ähnliche Weise erhalten werden, da ihre Verbindungen mit Metallen werden bei Wechselwirkung mit konzentrierter Schwefelsäure oxidiert, tk. I- und Br- sind starke Reduktionsmittel.

2NaBr-1+2H2S+6O4(c)=BrO2+S+4O2+Na2SO4+2H2O

Bromwasserstoff und Jodwasserstoff werden durch Hydrolyse von PBr3 und PI3 erhalten: PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3

AMMONIAK. Chemische Formel NH3.

Physik- Chemische Eigenschaften. Ammoniak ist ein farbloses Gas mit stechendem Ammoniakgeruch, 1,7-mal leichter als Luft, gut wasserlöslich. Seine Löslichkeit in Wasser ist größer als die aller anderen Gase: Bei 20 °C lösen sich 700 Volumen Ammoniak in einem Volumen Wasser.

Der Siedepunkt von verflüssigtem Ammoniak liegt bei 33,35 °C, sodass auch im Winter Ammoniak drin ist Gaszustand. Bei einer Temperatur von minus 77,7 °C verfestigt sich Ammoniak.

Wenn es aus dem verflüssigten Zustand in die Atmosphäre freigesetzt wird, raucht es. Eine Ammoniakwolke breitet sich in den oberen Schichten der Oberflächenschicht der Atmosphäre aus.

Instabiler Ahov. Die schädigende Wirkung in der Atmosphäre und auf der Oberfläche von Gegenständen hält eine Stunde an.

Brand- und Explosionsgefahr. brennbares gas. Es brennt in Gegenwart einer ständigen Feuerquelle (im Brandfall). Beim Verbrennen setzt es Stickstoff und Wasserdampf frei. Das gasförmige Gemisch von Ammoniak mit Luft (bei Konzentrationen von 15 bis 28 Vol.-%) ist explosiv. Selbstentzündungstemperatur 650°С

Wirkung auf den Körper. Durch physiologische Wirkung auf den Körper gehört zu den Stoffen mit erstickender und neurotroper Wirkung, die beim Einatmen ein toxisches Lungenödem und schwere Schäden verursachen können nervöses System. Ammoniak hat sowohl lokale als auch resorptive Wirkungen. Ammoniakdämpfe reizen stark die Schleimhäute der Augen und Atmungsorgane sowie die Haut. Verursacht starken Tränenfluss, Schmerzen in den Augen, chemische Verbrennung Bindehaut und Hornhaut, Sehverlust, Hustenanfälle, Rötung und Juckreiz der Haut. Wenn verflüssigtes Ammoniak und seine Lösungen mit der Haut in Kontakt kommen, tritt ein brennendes Gefühl auf, eine chemische Verbrennung mit Blasen und Geschwüren ist möglich. Außerdem wird verflüssigtes Ammoniak durch Verdunstung gekühlt, und es kommt zu Erfrierungen unterschiedlichen Ausmaßes, wenn es mit der Haut in Berührung kommt. Der Geruch von Ammoniak wird bei einer Konzentration von 37 mg/m 3 wahrgenommen. Maximal zulässige Konzentration in der Luft des Arbeitsbereichs Produktionsstätten beträgt 20 mg/m 3 . Wenn also der Geruch von Ammoniak zu spüren ist, ist es bereits gefährlich, ohne Schutzausrüstung zu arbeiten. Eine Reizung des Rachens zeigt sich, wenn der Ammoniakgehalt in der Luft 280 mg / m 3 beträgt, das Auge 490 mg / m 3. In sehr hohen Konzentrationen verursacht Ammoniak Hautläsionen: 7–14 g/m 3 - erythematös, 21 g/m 3 oder mehr - bullöse Dermatitis. Bei einstündiger Einwirkung von Ammoniak in einer Konzentration von 1,5 g/m 3 entwickelt sich ein toxisches Lungenödem. Eine kurzzeitige Einwirkung von Ammoniak ab einer Konzentration von 3,5 g/m 3 führt schneller zur Entwicklung allgemeiner toxischer Wirkungen. Die maximal zulässige Konzentration von Ammoniak in atmosphärische Luft Siedlungen ist gleich: durchschnittlich täglich 0,04 mg / m 3; maximal einzeln 0,2 mg/m 3 .

Anzeichen von Ammoniakschäden: starker Tränenfluss, Augenschmerzen, Sehverlust, paroxysmaler Husten; bei Hautläsionen, einer Verätzung 1. oder 2. Grades.

Verwendungszweck. Ammoniak wird zur Herstellung von Salpeter- und Blausäure, Harnstoff, Soda, stickstoffhaltigen Salzen, Düngemitteln sowie zum Färben von Stoffen und Versilbern von Spiegeln verwendet; als Kältemittel in Kühlschränken; Eine 10-prozentige wässrige Lösung von Ammoniak wird als "Ammoniak" bezeichnet, 18-20-prozentiges Ammoniak wird als Ammoniakwasser bezeichnet und wird als Düngemittel verwendet.

Ammoniak wird transportiert und häufig in verflüssigtem Zustand unter seinem eigenen Dampfdruck (6–18 kgf / cm 2) gelagert und kann auch in isothermischen Tanks bei einem Druck nahe bei gelagert werden Luftdruck. Wenn es in die Atmosphäre freigesetzt wird, raucht es schnell und wird von Feuchtigkeit absorbiert.

Verhalten in der Atmosphäre. Wenn Dämpfe in die Luft freigesetzt werden, bildet sich sehr schnell eine primäre Wolke mit einer hohen Ammoniakkonzentration. Es wird sehr schnell gebildet (innerhalb von 1-3 Minuten). In dieser Zeit gelangen 18–20 % des Stoffes in die Atmosphäre.

Die sekundäre Wolke entsteht, wenn Ammoniak aus dem Überlaufbereich verdunstet. Sie zeichnet sich dadurch aus, dass ihre Dampfkonzentration um 2–3 Größenordnungen geringer ist als in der Primärwolke. Ihre Wirkungsdauer und Verbreitungstiefe ist jedoch wesentlich größer. In solchen Fällen wird die Linie, die die durchschnittliche Schwellentoxodose angibt, - 15 (mg min) / l als äußere Grenze der Infektionszone genommen. Die Dauer der Sekundärwolke wird durch die Verdampfungszeit des verschütteten Stoffes bestimmt, die wiederum vom Siedepunkt und der Flüchtigkeit des Stoffes, der Temperatur abhängt Umfeld, Windgeschwindigkeit und Art der Verschüttung (lose oder Sumpf).

Ammoniak ist fast zweimal leichter als Luft, was die Tiefe seiner Verteilung erheblich beeinflusst. Im Vergleich zu Chlor ist die Verteilungstiefe der Primär- und Sekundärwolken sowie die Fläche der Infektionszone ungefähr 25-mal geringer.

Es infiziert Gewässer, wenn es in sie eindringt.

Eine der wichtigsten Chemikalien, die in verwendet wird verschiedene Bereiche menschliche Aktivität, ist Ammoniak. Jedes Jahr wird dieser Stoff in riesigen Mengen produziert - mehr als 100 Millionen Tonnen. Denken Sie nur an diese Zahl! Da stellt sich sofort die Frage: „Warum so viel Ammoniak produzieren?“. In diesem Artikel werden wir diese Frage beantworten und den Grund für die Popularität von Ammoniak herausfinden.

Eigenschaften von Ammoniak

Die physikalischen und chemischen Eigenschaften von Ammoniak bestimmen seine Anwendungen in verschiedenen Bereichen. Ammoniak ist eine farblose gasförmige Substanz mit einem sehr scharfen und schlechter Geruch. Die Substanz ist giftig. Bei längerer Exposition gegenüber menschlicher Körper kann Schwellungen und Schäden an verschiedenen Organen verursachen.

Ammoniak ist eine schwache Säure, die mit Säuren und Wasser interagiert und mit Metallen Salze bilden kann. Er ist in der Lage, in verschiedene einzutreten chemische Reaktionen mit anderen Chemikalien. B. die Umsetzung von wasserfreiem Ammoniak mit Salpetersäure In der Praxis können Sie damit Ammoniumnitrat gewinnen, das zur Herstellung von Düngemitteln verwendet wird.

Ammoniak ist ein Reduktionsmittel. Er kann wiederherstellen verschiedene Metalle aus ihren Oxiden. Die Reaktion von Ammoniak mit Kupferoxid ermöglicht die Gewinnung von Stickstoff.

Verschiedene Verwendungen von Ammoniak

Trotz seiner Toxizität wird Ammoniak in einer Vielzahl von Bereichen eingesetzt. Der Hauptteil des produzierten Ammoniaks wird für die Herstellung verschiedener Produkte verwendet. Chemieindustrie. Zu diesen Produkten gehören:

Ammoniak- und Ammoniumnitratdünger (Ammonium- und Nitratnitrat, Ammoniumsulfat, Ammoniumchlorid usw.). Solche Düngemittel sind für verschiedene Kulturen geeignet. Es ist wichtig zu wissen, dass die Ausbringung von Düngemitteln auf den Boden dadurch normalisiert wird, dass die darin enthaltenen Substanzen in reifes Gemüse und Obst übergehen können.

Sprudel. Es gibt ein Ammoniakverfahren zur Gewinnung von Sodaasche. Ammoniak wird verwendet, um die Sole zu sättigen. Diese Methode wird aktiv für die industrielle Herstellung von Soda verwendet.

Salpetersäure. Zu seiner Herstellung wird synthetisches Ammoniak verwendet. Auf der dieser Moment industrielle Produktion dieser Substanz beruht auf dem Phänomen der Katalyse von synthetischem Ammoniak.

Sprengstoffe. Ammoniumnitrat ist gegenüber mechanischer Beanspruchung neutral, zeichnet sich aber unter bestimmten Bedingungen durch hochexplosive Eigenschaften aus. Deshalb wird es zur Herstellung solcher Substanzen verwendet. Das Ergebnis sind Ammoniten - Ammoniaksprengstoffe.

Lösungsmittel. Ammoniak kann in flüssigem Zustand als Lösungsmittel für verschiedene organische und anorganische Substanzen verwendet werden.

Ammoniak - Kühleinheit. Ammoniak wird in der Kältetechnik als Kältemittel verwendet. Ammoniak verursacht nicht Treibhauseffekt, es ist umweltfreundlich und billiger als Freone. Diese Faktoren bestimmen die Verwendung dieses Stoffes als Kältemittel.

Ammoniak. Es wird in der Medizin und im Alltag eingesetzt. Diese Substanz entfernt perfekt Flecken von Kleidung verschiedener Herkunft und neutralisiert auch Säuren.

Die Verwendung von Ammoniak in der Medizin

Ammoniak ist in der Medizin als 10%ige Ammoniaklösung weit verbreitet und wird als Ammoniak bezeichnet. Wenn eine Person ohnmächtig wird, wird Ammoniak zur Besinnung gebracht. Es wird auch als Brechmittel verwendet. Dazu wird es verdünnt und in kleinen Mengen oral eingenommen. Besonders beliebt ist diese Methode bei Alkoholvergiftungen. Lotionen werden aus Ammoniak hergestellt und Insektenstiche werden behandelt. Chirurgen verwenden in Wasser verdünntes Ammoniak, um ihre Hände zu behandeln.

Es ist wichtig, sich daran zu erinnern, dass eine Überdosierung von Ammoniak sehr gefährlich ist. Es kann Schmerzen in verschiedenen Organen geben, deren Schwellung und sogar fataler Ausgang. Dies kann vermieden werden, wenn dieser Stoff bestimmungsgemäß und mit Sorgfalt verwendet wird!