AMMONIAAK(NH 3) - lämmastiku keemiline ühend vesinikuga, iseloomuliku terava lõhnaga värvitu gaas, mis ärritab limaskesti. Leitud väikesed kogusedõhus, jões ja merevesi, pinnas, eriti neis kohtades, kus orgaanilist lämmastikku sisaldavad ained lagunevad (vt Mädanemine).
Ammoniaagi sai esmakordselt inglise teadlane D. Priestley (1774) kustutatud lubja toimel ammooniumkloriidile. 1787. aastal pakuti ammoniaagile nimetust "ammoniak", mida on talle erinevates riikides säilinud. Venemaal asendas keemik Ya. D. Zakharov 1801. aastal selle nime lühema "ammoniaagiga".
Laboritingimustes saadakse ammoniaak, asendades selle kuumutamisel ammoniaagist ammooniumisooladega tugevate leeliste lahustega:
2NH4Cl + Ca(OH)2 → 2NH3 + CaCl2 + 2H2O.
Tehnoloogias saadakse ammoniaaki sünteetiliselt Saksa keemiku F. Haberi välja töötatud meetodil. Ammoniaagi süntees viiakse läbi järgmiselt: lämmastiku ja vesiniku segu surutakse kompressoriga rõhuni 200-220 atm ja juhitakse selle rõhu all läbi katalüsaatorit (rauda alumiiniumi ja kaaliumi lisamisega) sisaldava kontaktseadme. oksiidid). Pärast katalüsaatori läbimist sisenevad gaasid, mis sisaldavad umbes 10% a, jahutisse ja seejärel absorbeerib ammoniaak paljudes seadmetes vees.
Kõrge temperatuuri loomiseks vajaliku odava elektri olemasolul sünteesitakse ammoniaak tsüaanamiidmeetodil, mis põhineb õhulämmastiku ja kaltsiumkarbiidi vastasmõjul. Kõrgel temperatuuril reageerivad mõlemad ained üksteisega kaltsiumtsüaanamiidiks, mis ülekuumendatud veeauru ja rõhul 6 atm laguneb kergesti, moodustades ammoniaagi.
Ammoniaagi tihedus temperatuuril t° 0° ja rõhul 760 mm Hg (1 atm) on 0,589. Kaal 1 l - 0,771 g Rõhul 7 atm ja toatemperatuuril Ammoniaak on vedelas olekus. Rõhul 1 atm, jahutades temperatuurini t ° - 40 °, see veeldub. Temperatuurini t ° -75 ° jahutamisel kristalliseerub. Ammoniaak adsorbeerub hästi aktiivsöega. Lahustame hästi vees. 750 mahuosa ammoniaaki lahustub toatemperatuuril ühes mahus vees. Küllastunud vesilahus sisaldab 33% ammoniaaki. Ammoniaagi lahust vees nimetatakse ammoniaagiks. Veega moodustab ammoniaak väga hapra ühendi - ammooniumoksiidhüdraadi (NH 4 OH), mis on nõrk alus.
Ammoniaak on vesilahusest kergesti eraldatav, eriti kuumutamisel; põleb hapnikus, moodustades vett ja lämmastikku:
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20;
katalüsaatorite juuresolekul oksüdeeritakse lämmastikoksiidiks.
Ammoniaagi lahus vees on kergelt leeliselise reaktsiooniga, kuna see sisaldab hüdroksüülioone (OH -). Viimased tulenevad asjaolust, et mõned ammoniaagi molekulid ühinevad vee vesinikioonidega: NH 3 + HOH = NH +4 + OH -. Osa hüdroksiidioonidest seostub ammooniumioonidega, moodustades ammooniumhüdroksiidi NH + 4 + OH - = NH 4 OH. Sellest järeldub, et ammoniaagilahus sisaldab samaaegselt ammoniaagi molekule, NH +4 ja OH - ioone. Suurem osa lahustunud ammoniaagist on aga molekulide kujul.
Vedel ammoniaak neelab aurustumisel suure hulga soojust (327 cal 1 g kohta), mistõttu seda kasutati külmutusseadmetes. Ammoniaak on eriti oluline allikana lämmastikhape ja selle soolad. Ammoniaagi süntees õhulämmastiku abil, mille kogus on praktiliselt ammendamatu, võimaldab täiendada mulla lämmastikainete varusid ja muuta see viljakamaks. Ammooniumsulfaati ja ammooniumnitraati valmistatakse ammoniaagist suurtes kogustes kasutamiseks väetisena.
Kasutatakse farmaatsiapraktikas ammoniaak erinevaid tugevusi. Ametlik lahus peab sisaldama 10% ammoniaaki See lahus saadakse kaubandusliku 25% ammoniaagilahuse lahjendamisel veega.
Ammoniaagil on taimede lämmastiku metabolismis keskne koht. Läbi juurestik ammooniumisoolad sisenevad taimedesse väga väikestes kogustes, kuna nende sisaldus mullas on madal. Pinnases olev ammoniaak oksüdeerub nitrifitseerivate bakterite elulise aktiivsuse tulemusena ning saadud lämmastik- ja lämmastikhapete sooli kasutatakse pärast nendest ammoniaagi esialgset moodustumist aminohapete (ja nendest valkude) sünteesiks ja muuks. lämmastikku sisaldavad ained (vt Lämmastiku metabolism).
Ammoniaaki tekib ka inimeste ja loomade kehas. Selle moodustumise allikaks on aminohapped, mis on osa loomsetest kudedest, samuti adenüülhape. Ammoniaagi sisaldus kudedes, veres ja tserebrospinaalvedelikus on aga väga väike (0,01-0,1 mg%). Seda seletatakse asjaoluga, et keha kudedes elimineeritakse tekkinud ammoniaak amiidide sünteesi teel (vt.). Ammoniaagi eliminatsioon (glutamiin sünteesitakse valdavalt loomakehas) on üldine bioloogiline protsess, mis toimub mikroorganismides, taimedes ja loomades. Ammoniaagi neutraliseerimise ja elimineerimise lõppsaadus inimkehas on uurea (vt.).
Ammoniaak tekib lihaste kokkutõmbumisel, närvikoe ergutamisel. Lihaste töö käigus tekkinud ammoniaak elimineeritakse osaliselt, kuid osaliselt siseneb vereringesse. Ammoniaak satub verre ka soolestikust. Inimkehast ja loomadest eritub see uriiniga ammoniaagisoolade (peamiselt ammooniumsulfaadi) kujul. Atsidoosi korral suureneb järsult ammoniaagi eritumine uriiniga. Uriini peamiseks ammoniaagiallikaks on glutamiin, mis viiakse verega neerudesse, kus see glutaminaasi toimel deamideeritakse.
Ammoniaagi kvantifitseerimine toimub happe neutraliseerimise reaktsiooniga: 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2SO 4 . Kasutamata hape tiitritakse leeliselahusega indikaatori - metüüloranži - juuresolekul. Ammoniaak määratakse kvantitatiivselt ka värvireaktsiooniga Nessleri reagendiga (kaaliummerkuriodiidi K 2 Hg 2 I 4 aluseline lahus). Õhus leiduva ammoniaagi määramiseks tõmmatakse aspiraatoriga teatud kogus ammoniaaki läbi 10 N sisaldavate neeldumiskolbide. väävelhappe lahusega ja seejärel määratakse titrimeetriliselt või kolorimeetriliselt.
Mees kasutatakse ammoniaagi ja selle soolade ärritavat toimet. harjutama. Refleksid, mis tekivad ülemiste hingamisteede limaskestade ärritusel, soodustavad hingamiskeskuse ergutamist, eriti kui see on rõhutud (lämbumine, mürgistus jne). Ammoniaagi sissehingamine põhjustab kiiret hingamist ja suurenenud vererõhk; kõrgete kontsentratsioonide toimel hingamine peatub ja pulss aeglustub. Lisaks võivad selle manustamiskohas pikaajalisel kokkupuutel kõrge kontsentratsiooniga ammoniaagiga tekkida põletikulised ja nekrobiootilised muutused kudedes. Ammoniaagil on ka desinfitseeriv toime.
Ammoniaagi preparaatidest on suurima terapeutilise kasutusega ammoniaak (Solutio Ammonii caustici, Liquor Ammonii caustici, Ammonium causticum solutum, NH 4 OH) - 10% ammoniaagi vesilahus Selge värvitu terava ammoniaagi lõhnaga vedelik. Seguneb vee ja alkoholiga mis tahes vahekorras. Ammoniaak põhjustab limaskestade retseptorite ärritust ja ergastab refleksiivselt hingamisteede ja motoorsete veresoonte keskusi. See omadus on seotud selle kasutamisega minestamise või alkoholimürgistuse korral (5-10 tilka 100 ml vees sissehingamisel või allaneelamisel). Toime hingamiskeskusele on lühiajaline ja pikaajaliseks hingamise stimuleerimiseks on vajalik analeptikumide kasutamine. Kirurgilises praktikas kasutatakse kätepesu desinfitseerimisvahendina ammoniaaki (25 ml 5 l kohta soe vesi- Kochergin-Spasokukotsky meetod).
Kroonilise artriidi ja neuralgia korral kasutatakse tähelepanu hajutamiseks ammoniaagi linimenti (Linimentum ammoniatum, volatile linimentum, Linimentum volatile) - homogeenset paksu kollakasvalget vedelikku, millel on ammoniaagi lõhn. Saadakse päevalilleõli (74 osa) ja oleiinhappe (1 osa) segu loksutamisel ammoniaagilahusega (25 osa).
Ammoniaagilahusel on suu kaudu manustatuna rögalahtistav toime (vt Ammoniaagi-aniisi tilgad).
Ammoniaagilahuseid kasutatakse happeliste toksiinide neutraliseerimiseks, kui neid hammustavad putukad, maod ja karakurt (vedelikud või süstid hammustuskohta). On tõendeid nõrkade ammoniaagilahuste (0,1–0,2%) kasutamise kohta põletikuvastase ainena panaritiumide, paise, abstsesside jms korral.
Ammoniaagi mürgistus tootmistingimustes on sageli äge ja esineb ainult erakorralistel juhtudel; krooniline mürgistus on võimalik, kuid harvem.
Inimese refleksi toime lävi on 25 mg/m 3 . 100 mg/m 3 juures täheldatakse ärritustunnet. Töö on raske 140-210 mg/m 3 juures, võimatu - 350 mg/m 3 ja üle selle.
Ägeda mürgistuse korral ilmnevad nohu, kurgu- ja kurguvalu, süljeeritus, häälekähedus, ülemiste hingamisteede ja silmade limaskestade hüperemia.
Raske mürgistuse korral pigistustunne ja valu rinnus, tugev paroksüsmaalne köha, lämbumine, peavalu, kõhuvalu, oksendamine, uriinipeetus. Tekib terav hingamis- ja vereringehäire. Võimalikud ülemiste hingamisteede limaskesta põletused ja kopsupõletiku teke, harvem toksiline kopsuturse. Tekib tugev elevus. Mõnel juhul on surma põhjuseks bronhide ja kopsude põletik. Otsese kokkupuute korral naha või silmade limaskestadega on võimalik keemiline põletus. Ägeda mürgistuse tagajärjed võivad olla sarvkesta hägustumine ja nägemise kaotus, hääle kähedus, mõnikord selle täielik kadu, krooniline bronhiit ja tuberkuloosiprotsessi aktiveerumine.
Chron. mürgistus võib areneda kroonilise kokkupuute korral madala kontsentratsiooniga ammoniaagiga Kroonilise toime lävi (ööpäevaringne kokkupuude) on ammoniaagi kontsentratsioon 40 mg/m 3 . Mürgitatud loomade uriinis on ammoniaagi sisaldus oluliselt suurenenud. Mürgituse saanud loomade lahkamisel täheldatakse hingetoru ja bronhide mädapõletikku, kopsupõletikku ja pleuriiti; patoloogilised muutused parenhüümi organites on ilmselt seotud reaktsiooniga põletushaavale.
Organismis leiduv ammoniaak neutraliseerub kiiresti ja seetõttu on selle kumulatiivne toime ebaoluline või isegi ebatõenäoline. Kroonilise mürgistuse korral tekib inimestel lõhnakaotus, konjunktiviit, nina, ülemiste hingamisteede ja bronhide limaskestade krooniline katarr.
Esmaabi: Kui ammoniaagilahused satuvad silma, loputage silmi kohe. Jooksev vesi. Seejärel määri vaseliini või oliiviõli, novokaiin adrenaliiniga, sulfatsüül - naatrium (albucid - naatrium). Nahale sattumisel loputada koheselt tugeva veejoaga. Kui nahka mõjutab gaasiline ammoniaak - vedelikud 5% äädikhappe või sidrunhape. Mürgistuse korral Värske õhk, hapendatud sooja auru sissehingamine, 10% mentool kloroformis, pehmed ravimid (kodeiin, dioniin - 0,01 g), hapnik, soojus.
Glottise spasmiga - kohalik kuumus, sissehingamine, atropiin, vastavalt näidustustele, trahheotoomia. Südameravimid vastavalt näidustustele. Kui hingamine peatub, teha kunstlikku hingamist. Kopsuturse ravi ja ennetamine (vt.).
Ennetamine taandub seadmete ja side sulgemisele. Ohtlikes kohtades töötades tuleks kasutada K-margi (roheline kast) filtreerivat tööstuslikku gaasimaski ja süstemaatiliselt jälgida ammoniaagi kontsentratsiooni õhus. tööstusruumid.
MPC tööstusruumide atmosfääris - 20 mg / m 3.
Ammoniaak võib gaasilises olekus või vesilahustena allaneelamisel põhjustada mürgistust. Kliiniline pilt ammoniaagimürgistuse korral (per os) on sarnane söövitavate ainetega mürgistuse korral täheldatuga, kuid on tunnuseid: iseloomulikud on okse lõhn, nohu, pisaravool ja tugev köha; alajäsemete parees. Kohtuarstlikul läbivaatusel pööratakse tähelepanu suu, neelu, söögitoru ja mao limaskesta erkpunasele värvusele, mis mõnikord omandab tumedama värvuse. Kopsudes täheldatakse fokaalset kopsupõletikku, neerudes - ägeda nefriidi nähtusi.
Surnukeha avamisel on tunda ammoniaagi lõhna, mis püsib mitu päeva. Ammoniaagi kohtuekspertiisi keemiliseks kvalitatiivseks tuvastamiseks, selle aurude värvumise võime sinine värv punane lakmuspaber ja vasksulfaadi lahuses niisutatud paberitükk. Erandiks on ammoniaak, mis tekib mädanemisel biol. esemeid, paralleelselt tehakse test pliatsetaadi lahusega immutatud paberitükiga. Sel juhul toimub mustamine vesiniksulfiidi juuresolekul, mis kaasneb lagunemise ajal ammoniaagiga. Kui esimesed kaks paberit muutuvad siniseks ja kolmas tumeneb, ei ole enam võimalik keemilise meetodiga kehasse sattunud ammoniaagi olemasolu kindlaks teha.
Ammoniaagi kvantitatiivset määramist surnukeha materjali uurimisel reeglina teha ei saa.
Zakusov VV farmakoloogia, lk. 186, M., 1966; Kozlov N. B. Ammoniaak, selle metabolism ja roll patoloogias, M., 1971; Mashkovsky M. D. Ravimid, 1. osa, lk. 393, M., 1972; Remy G. Kursus anorgaaniline keemia, per. saksa keelest, 1. kd, lk. 587, M., 1972; Goodman L. S. a. Gilman A. Terapeutiliste ravimite farmakoloogiline alus, N. Y., 1970.
Alpatov I. M. Gaasilise ammoniaagi toksilisuse uurimine, Gigabyte. töö- ja prof. ill., nr 2, lk. 14, 1964; Alpatov I. M. ja Mihhailov V. I. Gaasilise ammoniaagi mürgisuse uuring, ibid., nr 12, lk. 51, 1963; Volfovskaja R. N. ja Davydova G. N. Ägeda ammoniaagi mürgistuse kliinilised vaatlused, laup. teaduslik töötab Leningradis. sellel kontserdil. tööjõud, lk. 155, 1945; Kahjulikud ained tööstuses, toim. N. V. Lazareva, 2. osa, lk. 120, L., 1971, bibliogr.; Mihhailov V. I. jne Madala ammoniaagi kontsentratsiooni mõju mõnedele biokeemilistele ja füsioloogilistele parameetritele inimesel, Gigabyte. tööjõud ja prof zabolev., nr 10, lk. 53, 1969, bibliogr.
D. L. Ferdman; V. K. Lepakhin (farm.), E. N. Martšenko (prof.), M. D. Shvaykova (kohus).
füüsikalised omadused.
Normaalrõhul ammoniaak veeldub -33°C juures ja tahkub -78°C juures. NH 3 sulamissoojus on 6 kJ/mol. Ammoniaagi kriitiline temperatuur on 132 °C, kriitiline rõhk 112 atm. Seda sisaldavad silindrid tuleb sisse värvida kollane ja neil on must kiri "Ammoniaak".
Ammoniaak on värvitu gaas, millel on iseloomulik terav lõhn ("ammoniaak"). Selle lahustuvus vees on suurem kui kõigil teistel gaasidel: üks osa vett neelab umbes 1200 mahuosa NH 3 temperatuuril 0 ° C ja umbes 700 mahuosa NH 3 temperatuuril 20 ° C. Kaubandusliku kontsentreeritud lahuse tihedus on tavaliselt 0,91 g/cm 3 ja see sisaldab 25 massiprotsenti NH3 (st NH 3 · 3H 2 O koostisele lähedane).
Vedela ammoniaagi seost seostatakse selle kõrge aurustumissoojusega (23,4 kJ/mol). Kuna ammoniaagi kriitiline temperatuur on kõrge (+132 °C) ja selle aurustumisel võetakse keskkonnast palju soojust, võib vedel ammoniaak olla külmutusmasinate tööaine. r õhuga = M NH3 / M keskmine õhk = 17 / 29 = 0,5862
Vedel ammoniaak on hea lahusti väga paljudele orgaanilised ühendid, aga ka palju anorgaanilisi. Näiteks lahustub elementaarne väävel hästi vedelas ammoniaagis, mille tugevad lahused on punased [ja alla +18 °C sisaldavad solvaati S (NH 3) 2]. Sooladest lahustuvad teistest paremini ammooniumi ja leelismetallide derivaadid ning soolade lahustuvus suureneb piki Cl-Br-I seeriat. Näited on järgmised andmed (g / 100 g NH3 25 °C juures):
|
Sarnane halogeniidide lahustuvuse muutumise käik on iseloomulik ka paljudele teistele katioonidele. Paljud nitraadid (ja KMnO 4) lahustuvad hästi ka vedelas ammoniaagis. Seevastu oksiidid, fluoriidid, sulfaadid ja karbonaadid on selles üldiselt lahustumatud.
Kasutades soolade lahustuvuse erinevust vedelas NH3-s ja vees, on mõnikord võimalik sageli täheldatud ioonivahetusreaktsioone ümber pöörata. Näiteks saldo vastavalt skeemile:
2 AgNO 3 + BaBr 2 N 2 AgBr + Ba(NO 3) 2
Vesikeskkonnas nihkub see peaaegu täielikult paremale (AgBr lahustumatuse tõttu) ja ammoniaagikeskkonnas - vasakule (BaBr 2 lahustumatuse tõttu).
Ammoniaagi kui ioniseeriva lahusti iseloomulik omadus on selle väljendunud ühtlustav toime erinevate elektrolüütide dissotsiatsioonile. Näiteks HClO 4 ja HCN, mis on vesikeskkonnas dissotsiatsiooni poolest omavahel võrreldamatud, iseloomustavad vedelas ammoniaagis peaaegu samad dissotsiatsioonikonstandid (5·10 -3 ja 2·10 -3). Soolad käituvad vedelas ammoniaagis keskmise tugevusega või nõrkade elektrolüütidena (näiteks KBr puhul K = 2 10 -3). Kloriidid dissotsieeruvad tavaliselt mõnevõrra vähem ja jodiidid mõnevõrra rohkem vastavatest bromiididest.
Vedela ammoniaagi eripäraks on selle võime kõige paremini lahustuda aktiivsed metallid ja viimased läbivad ionisatsiooni. Näiteks metallilise naatriumi lahjendatud lahus on sinine, juhib elektrit nagu elektrolüütide lahused ja sisaldab Na+ katioone (ammoniaagiga lahustatud) ja anioone (NH 3) x - . Sellise kompleksse aniooni keskne osa on vaba elektron, mis on polarisatsioonis interaktsioonis keskkond(polaron). Naatriumi suuremate kontsentratsioonide korral omandab selle lahus pronksi kuju ja sellel on metalliline elektrijuhtivus, st koos solvateerunud ammoniaagiga sisaldab see ka vabu elektrone. Alla -42°C suudavad sinine ja pronksfaas koos eksisteerida ilma segunemiseta. Naatriumilahuste pikaajalise säilitamisega vedelas ammoniaagis kaasneb nende värvimuutus väga aeglase reaktsiooni tulemusena vastavalt skeemile:
2 Na + 2 NH3 = 2 NaNH2 + H2 .
Tseesiumiga (lahustuvus 25 mooli 1000 g NH 3 kohta temperatuuril -50 ° C) toimub sarnane reaktsioon mõne minutiga.
Ammoniaagis lahustunud metall kipub valentselektrone eraldama, mis võimaldab läbi viia omapäraseid nihkereaktsioone. Näiteks kasutades KCl lahustuvust vedelas ammoniaagis ja CaCl2 lahustumatust, saab kaaliumi isoleerida kaltsiumiga vastavalt skeemile:
2 KCl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.
Huvitav on märk sellest, et vedela ammoniaagiga immutamine suurendab oluliselt puidu plastilisust. Tänu sellele on suhteliselt lihtne anda sellele teatud kindlaid vorme, mis säilivad pärast ammoniaagi eemaldamist.
Ammoniaagi lahustumisega vees kaasneb soojuse eraldumine (umbes 33 kJ/mol). Temperatuuri mõju lahustuvusele illustreerivad järgmised andmed, mis näitavad NH3 massiosade arvu, mis neelab ühe massiosa vees (ammoniaagi atmosfäärirõhul):
|
Temperatuur °C |
-30 | 0 | 10 | 30 | 50 | 80 | 100 |
| Lahustuvus | 2,78 | 0,87 | 0,63 | 0,40 | 0,23 | 0,15 | 0,07 |
Normaaltingimustes on ligikaudu 3 N ammoniaagilahusel maksimaalne elektrijuhtivus. Selle lahustuvus orgaanilistes lahustites on palju väiksem kui vees.
Keemilised omadused.
Kovalentse sideme moodustumine doonor-aktseptor mehhanismi abil.
1. Ammoniaak on Lewise alus. Selle lahusel vees (ammoniaagivesi, ammoniaak) on ammooniumhüdroksiidi moodustumise tõttu leeliseline reaktsioon (lakmus - sinine; fenoolftaleiin - vaarikas).
NH3 + H2O<-->NH4OH<-->NH4 + + OH -
2. Ammoniaak reageerib hapetega, moodustades ammooniumisoolasid.
NH3 + HCl® NH4Cl
2NH3 + H2SO4® (NH4)2SO4
NH 3 + H 2 O + CO 2® NH 4 HCO 3
Ammoniaak - redutseerija (oksüdeeritud N 2 +1 O või N + 2 O)
1. Kuumutamisel lagunemine
2N -3 H 3 - t ° ® N 2 0 + 3H 2
2. Põlemine hapnikus
a) ilma katalüsaatorita
4N -3H3 + 3O2® 2N20 + 6H2O
b) katalüütiline oksüdatsioon (kat = Pt)
4N -3H3 + 5O2® 4N +2O + 6H2O
3. Mõnede metallide oksiidide taaskasutamine
3Cu +2O + 2N -3H3® 3Cu0 +N20 + 3H2O
Kui ammoniaagi voog juhitakse üle kuumutatud CuO, oksüdeeritakse see vabaks lämmastikuks. Ammoniaagi oksüdeerimine osooniga põhjustab NH 4 NO 3 moodustumist. Huvitav on see, et ilmselt osaleb selles oksüdatsioonis ka tavaline hapnik, mis on segatud osooniga.
Ammoniaak on hea lennukikütus. Nagu vesi, on ka vedel ammoniaak tugevalt seotud, peamiselt H-sidemete moodustumise kaudu. Need on aga suhteliselt nõrgad (umbes 4,2 kJ/mol). Vedela ammoniaagi viskoossus on peaaegu seitse korda väiksem kui vee viskoossus. Selle tihedus (vastavalt 0,68 ja 0,61 g / cm 3 temperatuuril -33 ja +20 ° C) on samuti oluliselt väiksem kui vee tihedus. Elekter vedel ammoniaak praktiliselt ei juhi, kuna elektrolüütiline dissotsiatsioon vastavalt skeemile:
NH 3 + NH 3 S NH 4 + + NH 2 -
Tähelepanelikult väike: ioonne produkt = 2 10 -33 (-50 °C juures).
Üle 0 °C (rõhu all) seguneb vedel ammoniaak veega mis tahes vahekorras. Tugevatel veelahustel ammoniaagis temperatuuril 30 °C näidati, et selle ionisatsioon on madal. Seega on 9 M lahenduse jaoks / = 1·10 -11.
Sest keemiline iseloomustus ammoniaak on esmatähtis kolme reaktsioonid tüübid: lisamine, vesiniku asendamine ja oksüdatsioon.
Ammoniaagi kõige tüüpilisemad liitumisreaktsioonid. Täpsemalt, selle toimel paljudele sooladele tekivad kergesti kristalsed ammoniaadid koostisega CaCl 2 · 8NH 3, CuSO 4 · 4NH 3 jne, mis on oma olemuselt ja stabiilsuselt sarnased kristalliliste hüdraatidega.
Kui ammoniaak lahustub vees, tekib osaline ammooniumhüdroksiid:
NH3 + H2O s NH4OH
Selles ühendis mängib ammooniumiradikaal (NH 4) ühevalentse metalli rolli. Seetõttu toimub NH4OH elektrolüütiline dissotsiatsioon vastavalt põhitüübile:
NH 4 OH S NH 4 + OH "
Kombineerides mõlemad võrrandid, saame üldise ettekujutuse ammoniaagi vesilahuses toimuvast tasakaalust:
NH 3 + H 2 O s NH 4 OH s NH 4 + OH "
Nende tasakaalude tõttu on ammoniaagi vesilahusel (mida sageli nimetatakse lihtsalt "ammoniaagiks") terav lõhn. Kuna OH ioonide kontsentratsioon lahuses on madal, peetakse NH 4 OH nõrgaks aluseks. Ammooniumhüdroksiid on üks olulisemaid kemikaalid, mille lahjendatud lahuseid ("ammoniaak") kasutatakse ka meditsiinis ja majapidamine(pesu pesemisel ja plekkide eemaldamisel).
Andmete analüüs NH 3 jaotumise kohta vee ja orgaaniliste vedelike vahel näitab, et üle 90% kogu vees lahustunud ammoniaagist on hüdraatunud kujul. Vee-ammoniaagi lahuse kohal oleva aurufaasi jaoks määrati tasakaal vastavalt skeemile:
2 NH 3 + H 2 O s 2 NH 3 H 2 O + 75 kJ,
Iseloomustab väärtus K = 1 10 -4 temperatuuril 20 °C.
Aatom, molekul.
NH 3 molekulil on kolmnurkse püramiidi struktuur, mille tipus on lämmastikuaatom. R HNH = 107,3°. Elektronid H-N sidemedüsna tugevalt nihkunud vesinikust lämmastikule, nii et ammoniaagi molekuli tervikuna iseloomustab märkimisväärne polaarsus.
Ammoniaagi püramiidstruktuur on energeetiliselt soodsam kui tasasel 25 kJ/mol. Molekul on polaarne; N-H side iseloomustab energia 389 kJ/mol, kuid vesinikuaatomite järjestikuse dissotsiatsiooni energia jaoks on antud väärtused 435, 397 ja 339 kJ/mol. Ammoniaagi molekulid on ühendatud nõrkade vesiniksidemetega:
Ammoniaagi molekulide huvitav omadus on nende võime läbida struktuurset inversiooni, st. "pahupidi pööramiseks", viies lämmastikuaatomi läbi vesinikuaatomitest moodustatud püramiidi aluse tasandi. Selle inversiooni potentsiaalne barjäär on 25 kJ/mol ja seda suudavad teostada vaid piisavalt energiarikkad molekulid. Inversioonimäär on suhteliselt madal - see on 1000 korda vähem kiirust NH 3 molekulide orienteerumine elektrivälja abil.
Kviitung.
Õhu vaba lämmastiku muundamine seotud olekuks toimub peamiselt ammoniaagi sünteesi teel:
N2 + 3H2S2NH3 + 92 kJ.
Tasakaalu nihke põhimõte näitab, et kõige soodsamad tingimused ammoniaagi tekkeks on võimalikult madal temperatuur ja kõrgsurve. Kuid isegi temperatuuril 700 °C on reaktsioonikiirus nii aeglane (ja seetõttu tekib tasakaal nii aeglaselt), et selle praktilisest kasutamisest ei saa rääkidagi. Vastupidi, rohkemaga kõrged temperatuurid, kui tasakaaluseisund saavutatakse kiiresti, muutub ammoniaagi sisaldus süsteemis tühiseks. Seega näib vaadeldava protsessi tehniline teostus võimatuna, kuna kuumutamise abil tasakaalu saavutamist kiirendades nihutame samaaegselt selle asendit ebasoodsas suunas.
Siiski on olemas vahend, mis kiirendab tasakaaluseisundi saavutamist, ilma samal ajal tasakaalu nihutamata. Selline sageli kasulik vahend on sobiv katalüsaator. Sobiv katalüsaator on metalliline raud (koos Al 2 O 3 ja K 2 O lisanditega). Protsess viiakse tavaliselt läbi temperatuuril 400-600 °C (katalüsaatoril) ja rõhul 100-1000 atm. Pärast ammoniaagi eraldamist gaasisegust viiakse viimane uuesti tsüklisse.
Ammoniaagi sünteesi katalüsaatori otsimise käigus prooviti umbes 20 tuhat proovi. erinevaid aineid. Laialdaselt kasutatav raudkatalüsaator valmistatakse tavaliselt FeO ja Fe 2 O 3 tiheda segu (sisaldab väikeseid Fe, Al 2 O 3 ja KOH lisandeid) kuumutamisel atmosfääris, mille koostis on 3H 2 + N 2. Kuna H 2 S, CO, CO 2, veeaur ja hapnik "mürgitavad" kiiresti katalüsaatori, tuleb sellesse antav lämmastiku-vesiniku segu neist ettevaatlikult vabastada. Õige tehnoloogilise režiimi korral töötab katalüsaator sujuvalt mitu aastat.
Sest edasine areng Sünteetilise ammoniaagitööstuses võib osutuda oluliseks, et rõhul 2000 atm ja üle selle kulgeb ammoniaagi süntees lämmastiku-vesiniku segust hästi ka ilma spetsiaalse katalüsaatorita. Ammoniaagi praktiline saagis 850°C ja 4500 atm juures on 97%. Eriti oluline on asjaolu, et ülikõrge rõhu korral ei mõjuta erinevate lisandite esinemine lähtegaasides protsessi kulgu.
Ammoniaagi süntees sai praktiliselt teoks 1913. aastal, mil sel teel saadi 7 tonni NH 3. Praegu on see süntees peamine tööstuslik meetod seotud lämmastiku saamine kümnete miljonite tonnide aastase maailmatoodanguga.
Lisaks ammoniaagi otsesele sünteesile elementidest arendati 1905. aastal välja teatav tööstuslik tähtsus õhus oleva lämmastiku sidumisel. tsüaanamiidi meetod. Viimane põhineb asjaolul, et 1000 ° C juures kaltsiumkarbiid (saadud lubja ja kivisöe segu kaltsineerimisel elektriahi) reageerib vaba lämmastikuga vastavalt võrrandile:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 kJ.
Sel viisil saadud kaltsiumtsüaanamiid (Ca=N-Cє N) on hall (süsinikulisandist) pulber. Ülekuumendatud (st üle 100 ° C kuumutatud) veeauru toimel laguneb see ammoniaagi vabanemisega:
CaCN 2 + 3 H 2 O \u003d CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 kJ.
Kaltsiumtsüaanamiidi lagunemine veega toimub tavatemperatuuril aeglaselt. Seetõttu saab seda kasutada kui lämmastikväetis, viies selle mulda kaua enne külvi. Kaltsiumi olemasolu muudab selle eriti sobivaks podsoolsed mullad. "Tsüanamiid ei täida mitte ainult lämmastik-, vaid ka lubiväetise rolli ja lubi on lämmastiku vaba lisand" (D.N. Prjanišnikov).
Laboratoorsetes tingimustes saadakse NH3 tahke NH4Cl töötlemisel KOH küllastunud lahusega. Vabanenud gaasi saab kuivatada, viies läbi anuma tahke KOH või värskelt kaltsineeritud kaltsiumoksiidiga (CaO). H 2 SO 4 ja CaCl 2 ei saa kuivatamiseks kasutada, kuna ammoniaak moodustab nendega ühendeid.
2NH 4 Cl + Ca (OH) 2 - t ° ® CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
(NH 4) 2 SO 4 + 2KOH - t ° ® K 2 SO 4 + 2 NH 3 + 2H 2 O
Ammoniaaki saab koguda ainult vastavalt meetodile (A), kuna see on õhust kergem ja vees hästi lahustuv.
Toime kehale.
Ammoniaak ärritab tugevalt limaskesti juba 0,5% selle sisaldusest õhus. Äge ammoniaagimürgitus põhjustab silmade ja hingamisteede kahjustusi, õhupuudust ja kopsupõletikku. Esmaabivahendid on värske õhk, rohke veega loputamine, veeauru sissehingamine. Krooniline ammoniaagimürgitus põhjustab seedehäireid, ülemiste hingamisteede katarri ja kuulmislangust. Suurim lubatud NH 3 sisaldus tööstusruumide õhus on 0,02 mg/l. Ammoniaagi ja õhu segud, mis sisaldavad 16–28 mahuprotsenti ammoniaaki, on plahvatusohtlikud.
Rakendus.
Sest Kuna kaltsiumtsüaanamiidi lagunemine veega toimub tavatemperatuuril aeglaselt, saab seda kasutada lämmastikväetisena, viies selle mulda juba ammu enne külvi. Kaltsiumi olemasolu muudab selle eriti sobivaks podsoolsete muldade jaoks. "Tsüanamiid ei täida mitte ainult lämmastik-, vaid ka lubiväetise rolli ja lubi on lämmastiku vaba lisand" (D.N. Prjanišnikov).
Kaubanduslikult saadav ammoniaak sisaldab tavaliselt umbes 10% ammoniaaki. Ta leiab ja meditsiiniline rakendus. Eelkõige kasutatakse raske joobeseisundi leevendamiseks selle aurude sissehingamist või allaneelamist (3-10 tilka klaasi vee kohta). Naha määrimine ammoniaagiga vähendab putukahammustuste mõju. Väga lahjendatud ammoniaak on mugav akende pühkimiseks ja õlivärviga värvitud põrandate pesemiseks, tugevam - kärbeste jälgede eemaldamiseks, hõbetatud või nikeldatud esemete puhastamiseks.
Plekkide eemaldamisel häid tulemusi andke paljudel juhtudel järgmised koostised (mahu järgi): a) 4 osa ammoniaaki, 5 osa eetrit ja 7 osa veinialkoholi (denatureeritud alkohol); b) 5 osa ammoniaaki, 2 osa bensiini ja 10 osa veinialkoholi; c) 10 osa ammoniaaki, 7 osa veinialkoholi, 3 osa kloroformi ja 80 osa bensiini; d) 5 osa ammoniaaki, 3 osa atsetooni ja 20 osa seebi alkoholilahust.
Riietele pudenenud õlivärv on soovitatav pühkida esmalt tärpentini ja seejärel ammoniaagiga niisutatud vatitükkidega. Tindipleki eemaldamiseks piisab tavaliselt selle töötlemisest ammoniaagiga ja loputamisest veega.
Keemilised reaktiivid, laboriseadmed ja -seadmed on mis tahes labori põhikomponendid. Olenemata omaduste ja toime tähtsusest on kemikaalid alati olnud ja jäävad kõige aluseks laboriuuringud, kogemusi või katseid. Nende tohutu arv annab paljudele keemikutele ja farmakoloogidele ulatusliku tegevusvälja. Kombineerituna võivad need muutuda nii kahjututeks kui ka mürgisteks aineteks, mis võivad põhjustada tõsist kahju. Kuigi sellised keemilised reaktiivid nagu kristalne jood, lämmastikhape, ammoniaagi vesilahus on ohtlikud, on nende kasutamine laboripraktikas eriti oluline.
(heebrea keeles - "ammoniak") on värvitu gaas, mille lõhn on tuttav kõigile, isegi neile, kes on keemiast väga kaugel. See on äärmiselt terav, spetsiifiline, meenutab ammoniaagi lõhna, mis võib põhjustada pisaravoolu. Ammoniaak on väga mürgine, kaks korda kergem kui õhk, mille segu on plahvatusohtlik. See seguneb kõigis vahekordades hästi alkoholi ja mõne muu orgaanilise lahustiga. Temperatuuril 10 °C kondenseerub see vedelikuks, mis keeb 33,7 °C juures. See keemiline reagent lahustub kergesti vees, millel on aktiivne soojuseraldus. Seda lahust nimetatakse ammoniaagiveeks või ammoniaagiveeks. AT Toidutööstus- lisandina E527.
Ammoniaagilahus ei ühildu:
- orgaanilised happed;
- valentsmetallide soolad;
- tärklis;
- elavhõbeda soolad;
- jood jne.
Kreeka keelest tõlgituna tähendab see ammonisoola, nagu antiikajal nimetati ammoniaaki. Ammoniaagi avastas Briti keemik D. Priestley, kes on tuntud hapniku ja hapniku avastajana. süsinikdioksiid. Just tema nimetas seda gaasi "leeliseliseks õhuks või lenduvaks leeliseks", kuna ammoniaagi vesilahusel olid kõik leelise omadused ja tunnused. Tänu prantsuse keemikule Berthollet'le sai ta ametliku termini "ammoniaak". Seda määratlust kasutatakse paljudes Lääne-Euroopa keeltes.
Selle laboriseadmete põhiülesanne on ammoniaagi destilleerimine ja eemaldamine veeauruga, valgu massiosa mõõtmine pastöriseeritud, steriliseeritud või toorpiimas, fermenteeritud piimajookides. 
See seade koosneb:
- kooniline kolb;
- kraaniga tilgulehtrid;
- laboriklaasist adapter;
- Kjeldahli klaaskolb;
- T-kujulised, kumerad ühendus- ja kummitorud;
- eralduslehter;
- pallijahuti;
- tilgapüüdja;
- klaasosad (ühendatud kummitorudega).
Viimase paarikümne aasta jooksul on ammoniaagi tootmine maailmaturul olnud üks juhtivaid kohti, ulatudes ligikaudu 100 miljoni tonnini, seda saab toota nii vedelal kujul kui ka ammoniaagivee kujul. Selle ulatus on väga ulatuslik, kuid hõlmab peamiselt tööstust ja meditsiini.
1. Tööstus:
- lämmastikhappe saamine kunstväetiste tootmiseks;
- ammooniumisoolade, urotropiini, uurea tootmine;
- happeliste jäätmete neutraliseerimiseks;
- kasutada odava külmaainena külmikute tootmisel;
- sünteetiliste kiudude (nailon, kapron) saamine;
- villa, siidi ja puuvilla puhastamisel ja värvimisel.
2. Meditsiin. Ärritava toime tõttu on ammoniaak vesilahusena 
lahus (ammoniaak) on laialt levinud nii meditsiiniasutustes kui ka igapäevaelus: see ärritab ülemiste hingamisteede limaskesti, mis aitab eemaldada inimese minestusest, stimuleerides tema hingamiskeskust. Sissehingamisel võib ammoniaak aga põhjustada tugevalt vesiseid silmi, köha, nägemise kaotust, naha punetust ja sügelust, silmavalu ja mõnikord ka silmakahjustusi. närvisüsteem ja kopsuturse.
Kirurgilises praktikas kasutatakse lahust desinfektsioonivahendina. Lisaks kasutatakse ammoniaagilahusega losjoneid, et neutraliseerida putuka- ja maduhammustustest tekkinud toksiine.
Ammoniaak on mürgine gaas, inimesele surmav mürk, seetõttu nõuab selle kasutamine spetsiaalseid ohutusmeetmeid. Selle käsitsemisel, nagu kõigi teiste mürgiste gaaside puhul, tuleb hingamisteede, silmade limaskestade ja naha kaitsmiseks kasutada respiraatorit, nitriilkindaid, kaitseprille, hommikumantlit ja muid naha kaitsmiseks mõeldud kummitooteid.
Kvaliteetset ammoniaagi aparaati saab osta Moskva keemiliste reaktiivide spetsialiseeritud veebipoest "Prime Chemicals Group". Alati on saadaval ammoniaak, laboriklaasid, magnetsegisti ja elektroonilised laborikaalud sellega töötamiseks.
Meie veebisaidilt saate Moskvas osta ka laia valikut instrumente, aparaate, kemikaale, seadmeid ja laboriklaasi. Kõik kaubad on sertifitseeritud ja vastavad GOST standarditele.
"Prime Chemicals Group" - tehke meiega koostööd usaldusväärselt ja kasumlikult!
Vesiniknitriidi valemiga NH 3 nimetatakse ammoniaagiks. See on terava lõhnaga kerge (õhust kergem) gaas. Molekuli struktuur määrab füüsikalise ja Keemilised omadused ammoniaak.
Ammoniaagi molekul koosneb ühest lämmastikuaatomist ja kolmest vesinikuaatomist. Sidemed vesiniku ja lämmastiku aatomite vahel on kovalentsed. Ammoniaagi molekul on trigonaalse püramiidi kujuga.
Lämmastiku 2p orbitaalis on kolm vaba elektroni. Kolm vesinikuaatomit astuvad nendega hübridisatsiooni, moodustades sp 3 hübridisatsioonitüübi.
Riis. 1. Ammoniaagi molekuli struktuur.
Kui üks vesinikuaatom asendada süsivesiniku radikaaliga (C n H m), saadakse uus orgaaniline aine, amiin. Asendada ei saa ainult ühte vesinikuaatomit, vaid kõiki kolme. Sõltuvalt asendatud aatomite arvust eristatakse kolme tüüpi amiine:
Ammoniaagi molekuliga võivad liituda C 2 H 4, C 6 H 4, (C 2 H 4) 2 ja muud ained, mis sisaldavad mitut süsiniku- ja vesinikuaatomit.
Riis. 2. Amiinide teke.
Ammoniaagil ja amiinidel on vaba lämmastiku elektronide paar, seega on nende kahe aine omadused sarnased.
Ammoniaagi peamised füüsikalised omadused:
Ammoniaak vedeldub -33°C juures ja muutub tahkeks -78°C juures. Kontsentreeritud lahus sisaldab 25% ammoniaaki ja selle tihedus on 0,91 g/cm3. Vedel ammoniaak lahustab anorgaanilisi ja orgaanilisi aineid, kuid ei juhi elektrit.
Looduses eraldub ammoniaak lämmastikku sisaldavate orgaaniliste ainete (valgud, uurea) lagunemisel ja lagunemisel.
Lämmastiku oksüdatsiooniaste ammoniaagi koostises on -3, vesiniku - +1. Ammoniaagi moodustumisel oksüdeerib vesinik lämmastikku, võttes sealt ära kolm elektroni. Järelejäänud lämmastikuelektronide paari ja vesinikuaatomite hõlpsa eraldamise tõttu on ammoniaak aktiivne ühend, mis reageerib lihtsate ja keerukate ainetega.
Peamised keemilised omadused on kirjeldatud tabelis.
|
Interaktsioon |
reaktsiooni saadused |
Võrrand |
|
Hapnikuga |
Põleb, moodustades lämmastikku või reageerib hapnikuga katalüsaatori (plaatina) juuresolekul, moodustades lämmastikoksiidi |
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H20; 4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O |
|
Halogeenidega |
lämmastik, hape |
2NH3 + 3Br2 → N2 + 6HBr |
|
Ammooniumhüdroksiid või ammoniaak |
NH3 + H2O → NH4OH |
|
|
Hapetega |
ammooniumisoolad |
NH3 + HCl → NH4CI; 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 |
|
Asendab metalli, moodustades uue soola |
2NH 3 + CuSO 4 → (NH 4) 2 SO 4 + Cu |
|
|
Metalloksiididega |
Taastab metalli, tekib lämmastik |
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O |
Riis. 3. Ammoniaagi põletamine Hindamisaruanne
Keskmine hinne: 4.3. Kokku saadud hinnanguid: 297.
Ammoniaak- üks tähtsamaid lämmastikuühendeid.
Valkudes leiduv lämmastik ja nukleiinhapped, on üks komponente, mis moodustavad elu aluse. Seetõttu oli väga oluline õppida sünteesima keemilisi ühendeid lämmastikuga. Alguses kasutasid nad elektrit, kuid see meetod osutus väga kulukaks. Lihtsam viis oli keemiline reaktsioonõhus oleva lämmastiku ühendamine vesinikuga keemiliseks ühendiks - ammoniaak!
Ammoniaagi saamine tööstuses seostatakse selle otsese sünteesiga lihtsad ained. Nagu juba märgitud, on lämmastiku allikas õhk ja vesinikku saadakse veest.
3H2 + N2 → 2NH3 + Q
Reaktsioon ammoniaagi süntees on pöörduv, mistõttu on oluline valida tingimused, mille korral ammoniaagi saagis keemilises reaktsioonis on suurim. Selleks viiakse reaktsioon läbi kõrgel rõhul (15 kuni 100 MPa). Reaktsiooni käigus vähenevad gaaside (vesiniku ja lämmastiku) mahud 2 korda, seega võimaldab kõrge rõhk suurendada moodustunud ammoniaagi kogust. Käsnraud võib sellises reaktsioonis olla katalüsaatoriks. Samas on huvitav, et käsnraud toimib katalüsaatorina ainult temperatuuril üle 500 0 C. Kuid temperatuuri tõus aitab kaasa ammoniaagi molekuli lagunemisele vesinikuks ja lämmastikuks. Molekulide lagunemise vältimiseks jahutatakse tekkinud ammoniaak kohe, kui gaasisegu käsnrauast läbi läheb! Lisaks muutub ammoniaak tugeval jahutamisel vedelikuks.
Ammoniaagi saamine laboritingimustes toodetakse seda tahke ammooniumkloriidi (NH 4 Cl) ja kustutatud lubja segust. Kuumutamisel eraldub intensiivselt ammoniaaki.
2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
Ammoniaagi omadused
Ammoniaak tavatingimustes - gaas terava ja halb lõhn. Ammoniaak on mürgine! Temperatuuril 20 0 C lahustub vees 700 liitrit ammoniaaki. Saadud lahendust nimetatakse ammoniaagi vesi. Selle lahustuvuse tõttu ei saa ammoniaaki koguda ja hoida vee kohal.
Ammoniaak- aktiivne redutseerija. Sellel on see omadus tänu lämmastikuaatomitele, mille oksüdatsiooniaste on "-3". Taastavad omadused lämmastikku täheldatakse ammoniaagi põlemisel õhus. Kuna lämmastiku kõige stabiilsem oksüdatsiooniaste on 0, vabaneb selle reaktsiooni tulemusena vaba lämmastik.
Kui põlemisreaktsioonis kasutatakse katalüsaatoreid (plaatina Pt ja kroomoksiid Cr 2 O 3), siis saadakse lämmastikoksiid.
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O
Ammoniaak suudavad oma oksiididest metalle taastada. Seega kasutatakse reaktsiooni vaskoksiidiga lämmastiku tootmiseks.
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2 + 3H2O
Vaskhüdroksiidi reaktsioon ammoniaagiga Ammoniaak omab aluste ja leeliste omadusi. Vees lahustades moodustub ioon. ammoonium ja hüdroksiidi ioon. Samal ajal NH 4 OH ühendit ei eksisteeri! Seetõttu valem ammoniaagi vesi parem on see ammoniaagi valemiks kirja panna!
Põhiomadused ammoniaak ilmnevad ka reaktsioonides hapetega.
NH3 + HCl → NH4Cl (ammoniaak)
NH 3 + HNO 3 → NH 4 NO 3 ( ammooniumnitraat)
Ammoniaak reageerib orgaaniliste ainetega. Näiteks saadakse kunstlikud aminohapped ammoniaagi ja A-kloroasendatud reaktsioonil karboksüülhapped. Reaktsiooni tulemusena eralduv vesinikkloriid (gaas HCl) on seotud ammoniaagi liiaga, mille tulemusena tekib ammoniaak (või ammooniumkloriid NH 4 Cl).
Paljud kompleksühendid sisaldavad ligandina ammoniaak. Hõbeoksiidi ammoniaagilahus, mida kasutatakse aldehüüdide tuvastamiseks, on keeruline ühend - hõbehüdroksiiddiamiin.
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O → 2OH
ammooniumisoolad
ammooniumisoolad- tahke kristalsed ained millel pole värvi. Peaaegu kõik need lahustuvad vees ja neid iseloomustavad kõik samad omadused, mis meile tuntud metallisooladel. Nad interakteeruvad leelistega ja vabaneb ammoniaak.
NH 4 Cl + KOH → KCl + NH 3 + H 2 O
Samal ajal, kui kasutate lisaks indikaatorpaberit, saab seda reaktsiooni kasutada - kvalitatiivse reaktsioonina sooladele ammoonium. Ammooniumisoolad interakteeruvad teiste soolade ja hapetega. Näiteks,
(NH 4) 2 SO 4 + BaCl 2 → BaSO 4 + 2NH 4 Cl
(NH 4) 2CO 3 + 2HCl 2 → 2NH 4 Cl + CO 2 + H 2 O
ammooniumisoolad kuumuskindel. Osa neist, näiteks ammooniumkloriid (või ammoniaak), sublimeerub (kuumutamisel aurustub), teised, näiteks ammooniumnitrit, lagunevad
NH4Cl → NH3 + HCl
NH4NO2 → N2 + 2H2O
Viimast keemilist reaktsiooni – ammooniumnitriti lagunemist – kasutatakse keemialaborites puhta lämmastiku saamiseks.
Ammoniaak- see on nõrk alus, seetõttu hüdrolüüsivad vesilahuses ammoniaagi poolt moodustunud soolad. Nende soolade lahustes on suur hulk hüdroniumioone, mistõttu ammooniumisoolade reaktsioon on happeline!
NH4+ + H2O → NH3 + H3O+
Ammoniaagi pealekandmine ja selle soolad, mis põhinevad spetsiifilistel omadustel. Ammoniaak toimib toorainena lämmastikku sisaldavate ainete tootmiseks, samuti kasutatakse soolade koostises laialdaselt mineraalväetisena. Nime all saab apteekidest osta ammoniaagi vesilahust ammoniaak.
