إلى أي مجموعة تنتمي الأمونيا؟ الخصائص الفيزيائية والكيميائية للأمونيا

الأمونيا -نيو هامبشاير 3

الأمونيا (في اللغات الأوروبية يبدو اسمها مثل "ammoniac") يرجع اسمها إلى واحة Ammon في شمال إفريقيا ، التي تقع على مفترق طرق طرق القوافل. في المناخات الحارة ، يتحلل اليوريا (NH 2) 2 CO الموجود في فضلات الحيوانات بسرعة خاصة. الأمونيا هي أحد منتجات التحلل. ووفقًا لمصادر أخرى ، فقد حصلت الأمونيا على اسمها من الكلمة المصرية القديمة الأموني. لذلك يُطلق على الناس عبادة الإله آمون. خلال طقوسهم ، قاموا بشم الأمونيا NH 4 Cl ، والتي عند تسخينها تبخر الأمونيا.

1. هيكل الجزيء

جزيء الأمونيا له شكل هرم ثلاثي الزوايا مع ذرة نيتروجين في الأعلى. تشارك ثلاثة إلكترونات غير متزاوجة من ذرة النيتروجين في تكوين روابط تساهمية قطبية مع إلكترونات 1s لثلاث ذرات هيدروجين (روابط NH) ، والزوج الرابع من الإلكترونات الخارجية غير مشترك ، ويمكن أن يشكل رابطة متبرع متقبل مع الهيدروجين أيون ، مكونًا أيون أمونيوم NH 4 +.

منظر رابطة كيميائية: التساهمية القطبية ، ثلاثة منفردةσ - N-H بوند سيجما

2. الخصائص الفيزيائيةالأمونيا

في الظروف الطبيعية- غاز عديم اللون ذو رائحة مميزة حادة (رائحة الأمونيا) ، يكون خفيفًا تقريبًا مثل الهواء ، وهو سام.وفقًا للتأثير الفسيولوجي على الجسم ، فإنه ينتمي إلى مجموعة المواد ذات التأثير الخانق والموجه للأعصاب ، القادرة على التسبب في وذمة رئوية سامة وإصابة شديدة في حالة تلف الاستنشاق. الجهاز العصبي. تهيج أبخرة الأمونيا بشدة الأغشية المخاطية للعينين والجهاز التنفسي كذلك بشرة. هذا ما نعتبره رائحة نفاذة. تسبب أبخرة الأمونيا تمزقات غزيرة وألم في العينين. حرق كيميائيالملتحمة والقرنية ، فقدان البصر ، نوبات السعال ، احمرار وحكة في الجلد. إن قابلية ذوبان NH3 في الماء عالية للغاية - حوالي 1200 حجم (عند 0 درجة مئوية) أو 700 حجم (عند 20 درجة مئوية) في حجم من الماء.

3.

4. الخواص الكيميائية للأمونيا

بالنسبة للأمونيا ، تكون التفاعلات مميزة:

1. مع تغير في حالة أكسدة ذرة النيتروجين (تفاعلات الأكسدة)
2. بدون تغيير حالة أكسدة ذرة النيتروجين (إضافة)

5. تطبيق الأمونيا

من حيث حجم الإنتاج ، تحتل الأمونيا المرتبة الأولى ؛ سنوياً حول العالم تستقبل حوالي 100 مليون طن من هذا المركب. تتوفر الأمونيا في صورة سائلة أو كمحلول مائي - ماء الأمونيا ، والذي يحتوي عادة على 25٪ NH 3. كما يتم استخدام كميات ضخمة من الأمونيا لإنتاج حامض النيتريكالذي يذهب إلى إنتاج الأسمدةوالعديد من المنتجات الأخرى. تستخدم مياه الأمونيا أيضًا كسماد مباشر ، وفي بعض الأحيان يتم ري الحقول من الخزانات مباشرة بالأمونيا السائلة. من الأمونيا تلقي أملاح الأمونيوم المختلفة واليوريا ويوروتروبين. له تستخدم أيضًا كمبرد رخيصفي أنظمة التبريد الصناعية.

الأمونيا تستخدم أيضا لإنتاج الألياف الاصطناعية، على سبيل المثال ، النايلون والكابرون. في الصناعة الخفيفة ، تستخدم في تنظيف وصباغة القطن والصوف والحرير. في صناعة البتروكيماويات ، تستخدم الأمونيا لتحييد النفايات الحمضية ، وفي إنتاج المطاط الطبيعي ، تساعد الأمونيا في الحفاظ على مادة اللاتكس أثناء نقلها من المزرعة إلى المصنع. تستخدم الأمونيا أيضًا في إنتاج الصودا باستخدام طريقة سولفاي. في صناعة الصلب ، تستخدم الأمونيا في النيتروجين - تشبع طبقات الصلب بالنيتروجين ، مما يزيد من صلابتها بشكل كبير.

يستخدم الأطباء المحاليل المائية للأمونيا ( الأمونيا) في الممارسة اليومية: قطعة قطن مغموسة في الأمونيا ، تخرج الشخص من الإغماء. بالنسبة للبشر ، فإن الأمونيا في مثل هذه الجرعة ليست خطيرة.

المحاكاة

جهاز محاكاة №1 "احتراق الأمونيا"

جهاز محاكاة №2 "الخصائص الكيميائية للأمونيا"

مهام التعزيز

№1. إجراء التحولات حسب المخطط:

أ) النيتروجين ← الأمونيا ← أكسيد النيتريك (II)

ب) نترات الأمونيوم ← أمونيا ← نيتروجين

ج) الأمونيا ← كلوريد الأمونيوم ← الأمونيا ← كبريتات الأمونيوم

الهيدروجين في الظروف العادية - غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة (رائحة الأمونيا)

• تشكل الهالوجينات (الكلور واليود) متفجرات خطيرة مع الأمونيا - هاليدات النيتروجين (كلوريد النيتروجين ، يوديد النيتروجين).

• مع هالو ألكانات ، تدخل الأمونيا في تفاعل إضافة محب للأنوية ، مكونًا أيون أمونيوم بديل (طريقة للحصول على الأمينات):

• مع الأحماض الكربوكسيلية ، تعطي الأنهيدريدات ، والهاليدات الحمضية ، والإسترات والمشتقات الأخرى الأميدات. مع الألدهيدات والكيتونات - قواعد شيف ، والتي يمكن اختزالها إلى الأمينات المقابلة (الأمينات الاختزالية).

• عند 1000 درجة مئوية ، تتفاعل الأمونيا مع الفحم ، مكونة حمض الهيدروسيانيك HCN وتتحلل جزئيًا إلى نيتروجين وهيدروجين. يمكن أن يتفاعل أيضًا مع الميثان ، مكونًا نفس حمض الهيدروسيانيك:

تاريخ الاسم

الأمونيا (في اللغات الأوروبية ، يبدو اسمها مثل "ammoniac") يرجع اسمها إلى واحة Ammon في شمال إفريقيا ، الواقعة على مفترق طرق طرق القوافل. في المناخات الحارة ، يتحلل اليوريا (NH 2) 2 CO الموجود في فضلات الحيوانات بسرعة خاصة. الأمونيا هي أحد منتجات التحلل. ووفقًا لمصادر أخرى ، فقد حصلت الأمونيا على اسمها من الكلمة المصرية القديمة الأموني. لذلك يُطلق على الناس عبادة الإله آمون. خلال طقوسهم ، قاموا بشم الأمونيا NH 4 Cl ، والتي عند تسخينها تبخر الأمونيا.

الأمونيا السائلة

الأمونيا السائلة ، على الرغم من صغرها ، تتفكك إلى أيونات (تحلل ذاتي) ، حيث يتجلى تشابهها مع الماء:

ثابت التأين الذاتي للأمونيا السائلة عند -50 درجة مئوية حوالي 10 33 (مول / لتر) ².

تحتوي الأميدات المعدنية الناتجة عن التفاعل مع الأمونيا على أيون سالب NH 2 - والذي يتكون أيضًا أثناء التأين الذاتي للأمونيا. وبالتالي ، فإن الأميدات المعدنية هي نظائر للهيدروكسيدات. يزيد معدل التفاعل عند الانتقال من Li إلى Cs. يتم تسريع التفاعل بشكل كبير في وجود شوائب صغيرة حتى من H 2 O.

تتميز محاليل الأمونيا المعدنية بموصلية كهربائية معدنية ؛ حيث تتحلل ذرات المعدن إلى أيونات موجبة وإلكترونات مذابة محاطة بجزيئات NH 3. محاليل الأمونيا المعدنية التي تحتوي على إلكترونات حرة هي أقوى عوامل الاختزال.

تشكيل معقد

نظرًا لخصائص التبرع بالإلكترون ، يمكن لجزيئات NH 3 أن تدخل مركبات معقدة على شكل يجند. وبالتالي ، فإن إدخال الأمونيا الزائدة في محاليل أملاح المعادن d يؤدي إلى تكوين مجمعاتها الأمينية:

عادة ما يكون التعقيد مصحوبًا بتغيير في لون المحلول. لذلك ، في التفاعل الأول ، يتحول اللون الأزرق (CuSO 4) إلى اللون الأزرق الداكن (لون المركب) ، وفي التفاعل الثاني ، يتغير اللون من الأخضر (Ni (NO 3) 2) إلى اللون الأزرق البنفسجي. أقوى المجمعات مع NH 3 تشكل الكروم والكوبالت في حالة الأكسدة +3.

الدور البيولوجي

الأمونيا هي المنتج النهائي لعملية التمثيل الغذائي للنيتروجين في الإنسان والحيوان. يتكون أثناء عملية التمثيل الغذائي للبروتينات والأحماض الأمينية والمركبات النيتروجينية الأخرى. وهي شديدة السمية للجسم معظميتم تحويل الأمونيا خلال دورة الأورنيثين بواسطة الكبد إلى مركب غير ضار وأقل سمية - كارباميد (اليوريا). يتم بعد ذلك إخراج اليوريا عن طريق الكلى ، ويمكن تحويل بعض اليوريا بواسطة الكبد أو الكلى إلى أمونيا مرة أخرى.

يمكن للكبد أيضًا استخدام الأمونيا للعملية العكسية - إعادة تركيب الأحماض الأمينية من الأمونيا ونظائر كيتو للأحماض الأمينية. تسمى هذه العملية بـ "الإنهاء الاختزالي". هكذا من حميض حمض الاسيتيكاتضح الأسبارتيك ، من α-ketoglutaric - الجلوتامين ، إلخ.

العمل الفسيولوجي

وفقًا للتأثير الفسيولوجي على الجسم ، فإنه ينتمي إلى مجموعة المواد ذات التأثير الخانق والموجه للأعصاب ، والتي ، عند استنشاقها ، يمكن أن تسبب وذمة رئوية سامة وتلفًا شديدًا للجهاز العصبي. للأمونيا تأثيرات موضعية وامتصاصية.

يتسبب بخار الأمونيا في تهيج الأغشية المخاطية للعينين والجهاز التنفسي وكذلك الجلد. هذا شخص ويُنظر إليه على أنه رائحة نفاذة. تتسبب أبخرة الأمونيا في تمزق غزير ، وألم في العين ، وحروق كيميائية في الملتحمة والقرنية ، وفقدان الرؤية ، ونوبات سعال ، واحمرار وحكة في الجلد. عندما تتلامس الأمونيا السائلة ومحاليلها مع الجلد ، يحدث إحساس بالحرقان ، ومن الممكن حدوث حرق كيميائي مع ظهور بثور وتقرحات. بالإضافة إلى ذلك ، تمتص الأمونيا المسالة الحرارة أثناء التبخر ، وتحدث قضمة الصقيع بدرجات متفاوتة عندما تلامس الجلد. تشعر برائحة الأمونيا بتركيز 37 مجم / متر مكعب.

تطبيق

الأمونيا من أهم منتجات الصناعة الكيماوية ، يصل إنتاجها العالمي السنوي إلى 150 مليون طن. يستخدم بشكل أساسي في إنتاج الأسمدة النيتروجينية (نترات الأمونيوم والكبريتات واليوريا) والمتفجرات والبوليمرات وحمض النيتريك والصودا (طريقة الأمونيا) ومنتجات كيميائية أخرى. تستخدم الأمونيا السائلة كمذيب.

معدلات الاستهلاك لكل طن من الأمونيا

يستهلك إنتاج طن واحد من الأمونيا في روسيا ما معدله 1200 نانومتر غاز طبيعي، في أوروبا - 900 نانومتر.

يستهلك "Grodno Azot" البيلاروسي 1200 نيوتن متر مكعب من الغاز الطبيعي لكل طن من الأمونيا ، وبعد التحديث من المتوقع أن ينخفض ​​الاستهلاك إلى 876 نيوتن متر مكعب.

يستهلك المنتجون الأوكرانيون من 750 نيوتن متر مكعب إلى 1170 نيوتن متر مكعب من الغاز الطبيعي لكل طن من الأمونيا.

تدعي تقنية UHDE استهلاك 6.7 - 7.4 جيجا كالوري من موارد الطاقة لكل طن من الأمونيا.

الأمونيا في الطب

لدغات الحشرات ، يتم تطبيق الأمونيا خارجيًا في شكل مستحضرات. يُعرف محلول الأمونيا المائي بنسبة 10٪ بالأمونيا.

المستطاع آثار جانبية: مع التعرض المطول (عن طريق الاستنشاق) ، يمكن للأمونيا أن تسبب توقف التنفس الانعكاسي.

التطبيق الموضعي هو بطلان في التهاب الجلد ، والأكزيما ، وغيرها أمراض الجلد، وكذلك مع إصابات الجلد المفتوحة.

في حالة حدوث تلف عرضي للغشاء المخاطي للعين ، اشطفه بالماء (لمدة 15 دقيقة كل 10 دقائق) أو بمحلول 5٪ حمض البوريك. لا يتم استخدام الزيوت والمراهم. مع هزيمة الأنف والبلعوم - محلول 0.5٪ من حامض الستريك أو العصائر الطبيعية. في حالة الابتلاع ، اشرب الماء وعصير الفاكهة والحليب ويفضل 0.5٪ محلول حامض الستريك أو 1٪ محلول حمض الخليك حتى تتعادل محتويات المعدة تمامًا.

التفاعل مع الأدوية الأخرى غير معروف.

منتجي الأمونيا

منتجي الأمونيا في روسيا

تمثل روسيا حوالي 9 ٪ من إنتاج الأمونيا في العالم. روسيا هي واحدة من أكبر مصدري الأمونيا في العالم. حوالي 25٪ من الحجم الكليإنتاج الأمونيا والذي يمثل حوالي 16٪ من الصادرات العالمية.

منتجي الأمونيا في أوكرانيا

• تتكون غيوم المشتري من الأمونيا.

أنظر أيضا

ملاحظات

الروابط

• //
• // قاموس موسوعي لبروكهاوس وإيفرون: في 86 مجلدًا (82 مجلدًا و 4 مجلدات إضافية). - سان بطرسبرج. ، 1890-1907.
• // قاموس موسوعي لبروكهاوس وإيفرون: في 86 مجلدًا (82 مجلدًا و 4 مجلدات إضافية). - سان بطرسبرج. ، 1890-1907.
• // قاموس موسوعي لبروكهاوس وإيفرون: في 86 مجلدًا (82 مجلدًا و 4 مجلدات إضافية). - سان بطرسبرج. ، 1890-1907.

أدب

• أحمدوف ن.الكيمياء العامة وغير العضوية. - م: المدرسة العليا 2001.

الخصائص الفيزيائية.

تحت الضغط العادي ، تسيل الأمونيا عند -33 درجة مئوية وتتصلب عند -78 درجة مئوية. حرارة انصهار NH 3 هي 6 كيلو جول / مول. درجة الحرارة الحرجة للأمونيا هي 132 درجة مئوية ، والضغط الحرج 112 ضغط جوي. يجب طلاء الاسطوانات التي تحتوي عليها باللون الأصفر وعليها نقش "الأمونيا" باللون الأسود.

الأمونيا غاز عديم اللون ذو رائحة نفاذة مميزة ("الأمونيا"). إن قابليته للذوبان في الماء أكبر من جميع الغازات الأخرى: يمتص حجم واحد من الماء حوالي 1200 حجم من NH 3 عند 0 درجة مئوية ، وحوالي 700 حجم من NH 3 عند 20 درجة مئوية. عادة ما يكون للمحلول المركز التجاري كثافة 0.91 جم / سم 3 ويحتوي على 25 بالوزن٪ NH 3 (أي قريب من تركيبة NH 3 · 3H 2 O).

ترتبط الأمونيا السائلة بارتفاع درجة حرارة التبخر (23.4 كيلوجول / مول). نظرًا لأن درجة الحرارة الحرجة للأمونيا مرتفعة (+132 درجة مئوية) ويتم أخذ الكثير من الحرارة من البيئة أثناء تبخرها ، يمكن أن تعمل الأمونيا السائلة كمواد عاملة في آلات التبريد.ص عن طريق الجو = M NH 3 / م هواء متوسط ​​= 17/29 = 0.5862

الأمونيا السائلة مذيب جيد لعدد كبير جدًا من مركبات العضوية، فضلا عن العديد من المواد غير العضوية. على سبيل المثال ، يذوب عنصر الكبريت جيدًا في الأمونيا السائلة ، المحاليل القوية التي تكون حمراء [وأقل من +18 درجة مئوية تحتوي على مذيب S (NH 3) 2]. من الأملاح ، مشتقات الأمونيوم هي الأكثر قابلية للذوبان و الفلزات القلوية، وفي سلسلة Cl-Br-I ، تزداد قابلية ذوبان الأملاح. الأمثلة هي البيانات التالية (جم / 100 جم NH 3 عند 25 درجة مئوية):

مسار مماثل للتغيير في قابلية الذوبان للهاليدات هو أيضا سمة لعدد من الكاتيونات الأخرى. العديد من النترات (و KMnO 4) قابلة للذوبان بدرجة عالية في الأمونيا السائلة. في المقابل ، الأكاسيد والفلوريدات والكبريتات والكربونات غير قابلة للذوبان بشكل عام فيه.

باستخدام الاختلاف في قابلية ذوبان الأملاح في سائل NH3 والماء ، من الممكن أحيانًا عكس تفاعلات التبادل الأيوني الشائعة الملاحظة. على سبيل المثال ، الرصيد حسب المخطط:

2 AgNO 3 + BaBr 2 N 2 AgBr + Ba (NO 3) 2

في الوسط المائي ، ينتقل تمامًا تقريبًا إلى اليمين (بسبب عدم قابلية ذوبان AgBr) ، وفي وسط الأمونيا - إلى اليسار (بسبب عدم قابلية ذوبان BaBr 2).

الخاصية المميزة للأمونيا كمذيب مؤين هي تأثير التسوية الواضح على تفكك الإلكتروليتات المختلفة. على سبيل المثال ، HClO 4 و HCN ، اللذان لا يمكن قياسهما مع بعضهما البعض من حيث التفكك في وسط مائي ، في الأمونيا السائلة يتميزان تقريبًا بنفس ثوابت التفكك (5 · 10 -3 و 2 · 10 -3). تتصرف الأملاح في الأمونيا السائلة كإلكتروليتات متوسطة القوة أو ضعيفة (على سبيل المثال ، K = 2 10 -3 لـ KBr). عادة ما تكون الكلوريدات أقل تفككًا إلى حد ما ، واليودات أكثر إلى حد ما من البروميدات المقابلة.

تتمثل إحدى سمات الأمونيا السائلة في قدرتها على إذابة المعادن الأكثر نشاطًا ، وهذا الأخير يخضع للتأين. على سبيل المثال ، يحتوي محلول مخفف من معدن الصوديوم لون ازرق، تجري تيارًا كهربيًا مثل محاليل الإلكتروليت وتحتوي على كاتيونات الصوديوم (المذابة بالأمونيا) والأنيونات (NH 3) x -. جزء مركزيمثل هذا الأنيون المعقد هو إلكترون حر ، وهو في تفاعل استقطاب مع البيئة (بولارون). في التركيزات الأعلى من Na ، يأخذ المحلول شكل البرونز ويعرض التوصيل الكهربائي المعدني ، أي ، إلى جانب الأمونيا المذابة ، يحتوي أيضًا على إلكترونات حرة. تحت -42 درجة مئوية ، يمكن للمرحلتين الزرقاء والبرونزية أن تتعايشا دون اختلاط. التخزين طويل المدى لمحاليل الصوديوم في الأمونيا السائلة مصحوب بتغير لونها نتيجة لرد فعل بطيء جدًا وفقًا للمخطط:

2 Na + 2 NH 3 = 2 NaNH 2 + H 2­ .

مع السيزيوم (قابلية الذوبان 25 مول لكل 1000 جم NH 3 عند -50 درجة مئوية) ، يحدث تفاعل مماثل في بضع دقائق.

يميل المعدن المذاب في الأمونيا إلى فصل إلكترونات التكافؤ ، مما يجعل من الممكن إجراء تفاعلات إزاحة غريبة. على سبيل المثال ، باستخدام قابلية ذوبان KCl في الأمونيا السائلة وعدم قابلية ذوبان CaCl 2 ، يمكن عزل البوتاسيوم بالكالسيوم وفقًا للمخطط:

2 KCl + Ca ® CaCl 2 + 2 K.

هناك مؤشر مثير للاهتمام على أن التشريب بالأمونيا السائلة يزيد بشكل كبير من ليونة الخشب. هذا يجعل من السهل نسبيًا إعطائها بعض الأشكال المحددة ، والتي يتم حفظها بعد إزالة الأمونيا.

يترافق انحلال الأمونيا في الماء مع إطلاق حرارة (حوالي 33 كيلوجول / مول). يتم توضيح تأثير درجة الحرارة على الذوبان من خلال البيانات التالية ، والتي توضح عدد الأجزاء بالوزن من NH 3 التي يمتصها جزء واحد بوزن الماء (عند الضغط الجوي للأمونيا):

لديها أعلى الموصلية الكهربائية في الظروف الطبيعيةما يقرب من 3 ن محلول الأمونيا. قابليته للذوبان في المذيبات العضوية أقل بكثير من الماء.

الخواص الكيميائية.

تشكيل رابطة تساهمية بواسطة آلية المتبرع المتقبل.

1. الأمونيا هي قاعدة لويس. محلولها في الماء (ماء الأمونيا والأمونيا) له رد فعل قلوي(عباد الشمس - أزرق ؛ الفينول فثالين - توت العليق) بسبب تكوين هيدروكسيد الأمونيوم.

NH 3 + H 2 O<-->NH4OH<-->NH 4 + OH -

2. تتفاعل الأمونيا مع الأحماض لتكوين أملاح الأمونيوم.

NH 3 + HCl ® NH 4 Cl
2NH 3 + H 2 SO 4 ® (NH 4) 2 SO 4
NH 3 + H 2 O + CO 2® NH 4 HCO 3

الأمونيا - عامل الاختزال (يتأكسد إلى N 2 +1 O أو N +2 O)

1. التحلل عند تسخينه

2N -3 H 3 - t ° ® N 2 0 + 3H 2

2. الاحتراق في الأكسجين

أ) بدون محفز

4N -3 H 3 + 3O 2 ® 2N 2 0 + 6H 2 O

ب) الأكسدة الحفزية (kat = Pt)

4N -3 H 3 + 5O 2 ® 4N +2 O + 6H 2 O

3. استعادة أكاسيد بعض المعادن

3Cu +2 O + 2N -3 H 3 ® 3Cu0 + N 2 0 + 3H 2 O

عندما يتم تمرير تيار من الأمونيا فوق CuO المسخن ، يتأكسد لتحرير النيتروجين. تؤدي أكسدة الأمونيا مع الأوزون إلى تكوين NH4 NO 3. من المثير للاهتمام ، على ما يبدو ، أن الأكسجين العادي الممزوج بالأوزون يلعب أيضًا دورًا في هذه الأكسدة.

الأمونيا وقود طائرات جيد. مثل الماء ، ترتبط الأمونيا السائلة ارتباطًا وثيقًا ، بشكل رئيسي من خلال تكوين روابط H. ومع ذلك ، فهي ضعيفة نسبيًا (حوالي 4.2 كيلوجول / مول). إن لزوجة الأمونيا السائلة أقل بسبع مرات تقريبًا من لزوجة الماء. كثافته (0.68 و 0.61 جم / سم 3 ، على التوالي ، عند -33 و +20 درجة مئوية) هي أيضًا أقل بكثير من كثافة الماء. كهرباءلا يتم إجراء الأمونيا السائلة عملياً ، منذ التفكك الإلكتروليتي وفقًا للمخطط:

NH 3 + NH 3 S NH 4 + + NH 2 -

صغير بشكل مهمل: المنتج الأيوني = 2 10 -33 (عند -50 درجة مئوية).

فوق 0 درجة مئوية (تحت الضغط) ، تمتزج الأمونيا السائلة بالماء بأي نسبة. في المحاليل القوية للماء في الأمونيا عند 30 درجة مئوية ، تبين أن تأينها منخفض. لذلك ، لحل 9 M لدينا / = 1 · 10 -11.

إلى عن على الخواص الكيميائيةتفاعلات الأمونيا ذات أهمية قصوى ثلاثة أنواع: بالإضافة إلى استبدال الهيدروجين والأكسدة.

تفاعلات الإضافة الأكثر شيوعًا للأمونيا. على وجه الخصوص ، تحت تأثيرها على العديد من الأملاح ، تتشكل الأمونيا البلورية لتكوين CaCl 2 · 8NH 3 ، CuSO 4 · 4NH 3 ، وما إلى ذلك بسهولة ، على غرار الهيدرات البلورية في طبيعة التكوين والاستقرار.

عندما تذوب الأمونيا في الماء ، يحدث تكوين جزئي لهيدروكسيد الأمونيوم:

NH 3 + H 2 O s NH 4 OH

في هذا المركب ، يلعب جذر الأمونيوم (NH 4) دور معدن أحادي التكافؤ. لذلك ، يستمر التفكك الإلكتروليتي لـ NH 4 OH وفقًا للنوع الرئيسي:

NH 4 OH S NH 4 + OH "

بدمج هاتين المعادلتين ، نحصل على فكرة عامةحول التوازنات التي تحدث في محلول مائي من الأمونيا:

NH 3 + H 2 O s NH 4 OH s NH 4 + OH "

بسبب هذه التوازن ، فإن الأمونيا المائية (يشار إليها غالبًا باسم "الأمونيا") لها رائحة نفاذة. نظرًا لحقيقة أن تركيز "أيونات" OH في المحلول منخفض ، فإن NH 4 OH تعتبر قاعدة ضعيفة. هيدروكسيد الأمونيوم هو أحد أهم الكواشف الكيميائية ، والتي تشتمل المحاليل المخففة ("الأمونيا") أيضًا على يستخدم في الطب والمنزلية (عند غسل الملابس وإزالة البقع).

يوضح تحليل البيانات الخاصة بتوزيع NH3 بين الماء والسوائل العضوية أن أكثر من 90٪ من جميع الأمونيا الذائبة في الماء هي في صورة رطبة. بالنسبة لمرحلة البخار فوق محلول الأمونيا المائي ، تم إنشاء توازن وفقًا للمخطط:

2 NH 3 + H 2 O s 2 NH 3 H 2 O + 75 kJ ،

تتميز بالقيمة K = 1 10-4 عند 20 درجة مئوية.

ذرة ، جزيء.

جزيء NH 3 له هيكل هرم مثلثي مع ذرة نيتروجين في الأعلى.ص HNH = 107.3 درجة. يتم تحويل إلكترونات روابط HN بقوة إلى حد ما من الهيدروجين إلى النيتروجين ، لذلك يتميز جزيء الأمونيا ككل بقطبية كبيرة.

الهيكل الهرمي للأمونيا أكثر ملاءمة بقوة من الهيكل المسطح بمقدار 25 كيلو جول / مول. الجزيء قطبي. سندات NHيتميز بطاقة 389 kJ / mol ، ولكن لطاقات التفكك المتتالي لذرات الهيدروجين ، تم إعطاء قيم 435 و 397 و 339 kJ / mol. ترتبط جزيئات الأمونيا بروابط هيدروجينية ضعيفة:

من الخصائص المثيرة للاهتمام لجزيئات الأمونيا قدرتها على الخضوع لانقلاب هيكلي ، أي إلى "الانقلاب" عن طريق تمرير ذرة النيتروجين عبر مستوى قاعدة الهرم المكون من ذرات الهيدروجين. الحاجز المحتمل لهذا الانعكاس هو 25 كيلو جول / مول ، ويمكن للجزيئات الغنية بالطاقة فقط تنفيذها. معدل الانعكاس منخفض نسبيًا - فهو أقل 1000 مرة من معدل توجيه جزيئات NH 3 بواسطة مجال كهربائي.

إيصال.

يتم تحويل النيتروجين في الهواء الحر إلى حالة ملزمة بشكل أساسي عن طريق تخليق الأمونيا:

N 2 + 3 H 2 S 2 NH 3 + 92 كيلو جول.

يوضح مبدأ تحول التوازن أن أفضل الظروف لتكوين الأمونيا ربما تكون أكثر درجة حرارة منخفضةوربما أكثر ضغط مرتفع. ومع ذلك ، حتى عند 700 درجة مئوية ، يكون معدل التفاعل بطيئًا جدًا (ومن ثم يتم إنشاء التوازن ببطء شديد) بحيث لا يمكن أن يكون هناك أي شك في استخدامه العملي. على العكس من ذلك ، في درجات الحرارة المرتفعة ، عندما يتم إنشاء حالة التوازن بسرعة ، يصبح محتوى الأمونيا في النظام ضئيلًا. وبالتالي ، يبدو أن التنفيذ الفني للعملية قيد النظر مستحيل ، لأنه من خلال تسريع تحقيق التوازن عن طريق التسخين ، فإننا نغير موقفها في نفس الوقت في اتجاه غير موات.

ومع ذلك ، هناك وسيلة للإسراع في تحقيق حالة التوازن دون تغيير التوازن في نفس الوقت. غالبًا ما تكون هذه الوسائل المفيدة حافزًا مناسبًا. المحفز المناسب هو الحديد المعدني (مع شوائب من Al 2 O 3 و K 2 O). تتم العملية عادة عند درجة حرارة 400-600 درجة مئوية (على محفز) وضغوط 100-1000 ضغط جوي. بعد فصل الأمونيا عن خليط الغاز ، يتم إدخال الأخير مرة أخرى في الدورة.

في عملية البحث عن محفز لتخليق الأمونيا ، تمت تجربة حوالي 20 ألف مادة مختلفة. عادة ما يتم تحضير محفز الحديد المستخدم على نطاق واسع عن طريق تسخين خليط قريب من FeO و Fe 2 O 3 (يحتوي على شوائب صغيرة من Fe و Al 2 O 3 و KOH) في جو من التركيبة 3H 2 + N 2. نظرًا لأن H 2 S و CO و CO 2 وبخار الماء والأكسجين "يسممون" المحفز بسرعة ، يجب تحرير خليط النيتريك والهيدروجين المزود به بعناية. مع النظام التكنولوجي الصحيح ، يعمل المحفز بسلاسة لعدة سنوات.

لمزيد من التطوير لصناعة الأمونيا الاصطناعية ، قد يكون من الضروري عند ضغوط تبلغ 2000 ضغط جوي وما فوق ، أن يتم تصنيع الأمونيا من خليط النيتريك-الهيدروجين بشكل جيد حتى بدون محفز خاص. مخرج عمليالأمونيا عند 850 درجة مئوية و 4500 أجهزة الصراف الآلي 97٪. من الأهمية بمكان أن وجود شوائب مختلفة في غازات المصدر عند الضغوط العالية لا يؤثر على مسار العملية.

تم تصنيع الأمونيا عمليا في عام 1913 ، عندما تم الحصول على 7 أطنان من NH 3 بهذه الطريقة. في الوقت الحاضر ، هذا التوليف هو الطريقة الصناعية الرئيسية للحصول على النيتروجين المرتبط بإنتاج عالمي سنوي يبلغ عشرات الملايين من الأطنان.

بالإضافة إلى التوليف المباشر للأمونيا من العناصر ، تم تطوير بعض الأهمية الصناعية لربط النيتروجين في الهواء في عام 1905. طريقة السياناميد. يعتمد الأخير على حقيقة أن كربيد الكالسيوم عند 1000 درجة مئوية (يتم الحصول عليه عن طريق تكليس خليط من الجير والفحم في فرن كهربائي) يتفاعل مع النيتروجين الحر وفقًا للمعادلة:

CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C + 293 كيلو جول.

يتم الحصول على سياناميد الكالسيوم بهذه الطريقة (Ca = N-Cє N) مسحوق رمادي (من شوائب الكربون). تحت تأثير بخار الماء شديد الحرارة (أي يتم تسخينه فوق 100 درجة مئوية) ، يتحلل مع إطلاق الأمونيا:

CaCN 2 + 3 H 2 O \ u003d CaCO 3 + 2 NH 3 + 222 كيلو جول.

يستمر تحلل سياناميد الكالسيوم بالماء ببطء في درجات الحرارة العادية. لذلك ، يمكن استخدامه كسماد نيتروجين ، وإدخاله في التربة قبل وقت طويل من البذر. وجود الكالسيوم يجعلها مناسبة بشكل خاص للتربة البودزولية. "يلعب السياناميد دور الأسمدة النيتروجينية ، وكذلك الأسمدة الجيرية ، والجير هو إضافة مجانية للنيتروجين" (D.N. Pryanishnikov).

في ظل ظروف المختبر ، يتم الحصول على NH 3 عن طريق معالجة NH4 Cl صلب بمحلول KOH مشبع. يمكن تجفيف الغاز المنطلق بالمرور عبر وعاء به KOH صلب أو أكسيد الكالسيوم المكلس حديثًا (CaO). لا يمكن استخدام H 2 SO 4 و CaCl 2 للتجفيف ، لأن الأمونيا تشكل مركبات معهم.

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 + 2NH 3 + 2H 2 O

لا يمكن جمع الأمونيا إلا بالطريقة (أ) ، لأن إنه أخف من الهواء وقابل للذوبان في الماء.

العمل على الجسم.

تهيج الأمونيا الأغشية المخاطية بشدة بنسبة 0.5٪ من محتواها في الهواء. يسبب التسمم الحاد بالأمونيا أضرارًا في العينين و الجهاز التنفسيوضيق في التنفس والالتهاب الرئوي. إمدادات الإسعافات الأولية هواء نقيوغسل العيون بالماء واستنشاق بخار الماء. يسبب التسمم المزمن بالأمونيا عسر الهضم ونزلاً في الجهاز التنفسي العلوي وفقدان السمع. أقصى تركيز مسموح به لـ NH 3 في هواء المنشآت الصناعية هو 0.02 مجم / لتر. تعتبر مخاليط الأمونيا والهواء المحتوية على 16 إلى 28٪ حجمًا من الأمونيا مواد متفجرة.

تطبيق.

لان نظرًا لأن تحلل سياناميد الكالسيوم بالماء يحدث ببطء في درجات الحرارة العادية ، يمكن استخدامه كسماد نيتروجين ، وإدخاله في التربة قبل وقت طويل من الزراعة. وجود الكالسيوم يجعلها مناسبة بشكل خاص للتربة البودزولية. "يلعب السياناميد دور الأسمدة النيتروجينية ، وكذلك الأسمدة الجيرية ، والجير هو إضافة مجانية للنيتروجين" (D.N. Pryanishnikov).

تحتوي الأمونيا المتاحة تجارياً عادة على حوالي 10٪ أمونيا. يجد و تطبيق طبي. على وجه الخصوص ، يتم استخدام استنشاق أبخرته أو ابتلاعه (3-10 قطرات لكل كوب من الماء) للتخفيف من حالة التسمم الحاد. يقلل ترطيب الجلد بالأمونيا من تأثير لدغات الحشرات. الأمونيا المخففة للغاية مناسبة لمسح النوافذ وغسل الأرضيات المطلية بطلاء زيتي ، أقوى - لإزالة آثار الذباب أو الفضة النظيفة أو الأشياء المطلية بالنيكل.

عند إزالة البقع ، تعطي التركيبات التالية (بالحجم) نتائج جيدة في كثير من الحالات: أ) 4 أجزاء من الأمونيا ، و 5 أجزاء من الإيثر ، و 7 أجزاء من كحول النبيذ (كحول مشوه) ؛ ب) 5 أجزاء من الأمونيا وجزئين من البنزين و 10 أجزاء من كحول النبيذ ؛ ج) 10 أجزاء من الأمونيا ، و 7 أجزاء من كحول النبيذ ، و 3 أجزاء من الكلوروفورم ، و 80 جزءًا من البنزين ؛ د) 5 أجزاء من الأمونيا و 3 أجزاء من الأسيتون و 20 جزءًا من محلول كحول من الصابون.

يوصى بمسح الطلاء الزيتي الذي سقط على الملابس بقطع من الصوف القطني المبلل أولاً بزيت التربنتين ثم بالأمونيا. لإزالة بقعة الحبر ، عادة ما يكفي معالجتها بالأمونيا وشطفها بالماء.

أمونيا(NH3) - مركب كيميائيالنيتروجين مع الهيدروجين ، وهو غاز عديم اللون له رائحة نفاذة مميزة تهيج الأغشية المخاطية. يحدث في كميات كبيرةفي الهواء والنهر ومياه البحر والتربة ، خاصة في الأماكن التي تتحلل فيها المواد العضوية المحتوية على النيتروجين (انظر التعفن).

تم الحصول على الأمونيا لأول مرة من قبل العالم الإنجليزي د. بريستلي (1774) من خلال تأثير الجير المطفأ على كلوريد الأمونيوم. في عام 1787 ، تم اقتراح اسم "ammoniac" للأمونيا ، والتي تم الاحتفاظ بها له في بلدان مختلفة. في روسيا ، في عام 1801 ، استبدل الكيميائي Ya. D. Zakharov هذا الاسم بأقصر "أمونيا".

في ظروف المختبر ، يتم الحصول على الأمونيا عن طريق إزاحتها من الأمونيا بأملاح الأمونيوم بمحلول من القلويات القوية عند تسخينها:

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

في التكنولوجيا ، يتم الحصول على الأمونيا صناعياً وفقاً للطريقة التي طورها الكيميائي الألماني ف. هابر. يتم تصنيع الأمونيا على النحو التالي: يتم ضغط خليط من النيتروجين والهيدروجين بضاغط إلى 200-220 ضغط جوي ، وتحت هذا الضغط ، يتم تمريره عبر جهاز تلامس يحتوي على محفز (الحديد مع إضافة أكسيد الألومنيوم والبوتاسيوم ). بعد تمرير المحفز ، تدخل الغازات المحتوية على حوالي 10٪ أ إلى المبرد ، ثم في عدد من الأجهزة ، تمتص الأمونيا بواسطة الماء.

في ظل وجود الكهرباء الرخيصة اللازمة لخلق درجة حرارة عالية ، يتم تصنيع الأمونيا بطريقة السياناميد ، بناءً على تفاعل النيتروجين في الغلاف الجوي وكربيد الكالسيوم. في درجة حرارة عاليةتتفاعل كلتا المادتين مع بعضهما البعض لتكوين سياناميد الكالسيوم ، والذي يتحلل بسهولة ، تحت تأثير بخار الماء شديد السخونة وضغط 6 ضغط جوي ، ليشكل الأمونيا.

تبلغ كثافة الأمونيا عند درجة حرارة 0 درجة وضغط 760 مم زئبق (1 ضغط جوي) 0.589. الوزن 1 لتر - 0.771 جرام عند ضغط 7 ضغط جوي ودرجة حرارة الغرفة ، تتواجد الأمونيا الحالة السائلة. عند ضغط 1 ضغط جوي ، عند تبريده إلى ° - 40 درجة ، فإنه يذوب. عندما يبرد إلى ° - 75 درجة يتبلور. يتم امتصاص الأمونيا جيدًا كربون مفعل. دعونا نذوب جيدًا في الماء. 750 حجمًا من الأمونيا يذوب في حجم واحد من الماء في درجة حرارة الغرفة. يحتوي المحلول المائي المشبع على 33٪ أمونيا. محلول الأمونيا في الماء يسمى الأمونيا. مع الماء ، تشكل الأمونيا مركبًا هشًا للغاية - هيدرات أكسيد الأمونيوم (NH 4 OH) ، وهو قاعدة ضعيفة.

يمكن فصل الأمونيا بسهولة عن محلول مائي ، خاصة عند تسخينها ؛ يحترق في الأكسجين لتكوين الماء والنيتروجين:

4NH 3 + 3O 2 → 2N 2 + 6H 2 O ؛

في وجود المحفزات يتأكسد إلى أكسيد النيتريك.

يحتوي محلول الأمونيا في الماء على تفاعل قلوي قليلاً ، لأنه يحتوي على أيونات الهيدروكسيل (OH -). ينشأ هذا الأخير بسبب حقيقة أن بعض جزيئات الأمونيا تتحد مع أيونات الهيدروجين في الماء: NH 3 + HOH = NH +4 + OH -. يرتبط جزء من أيونات الهيدروكسيد بأيونات الأمونيوم مكونًا هيدروكسيد الأمونيوم NH + 4 + OH - = NH 4 OH. ويترتب على ذلك أن محلول الأمونيا يحتوي في وقت واحد على جزيئات الأمونيا ، NH +4 و OH - أيونات. ومع ذلك ، فإن معظم الأمونيا الذائبة في شكل جزيئات.

تمتص الأمونيا السائلة عدد كبير منالحرارة (327 كالوري لكل 1 غرام) ، بسبب استخدامها في التبريد. أهمية الأمونيا كبيرة بشكل خاص كمصدر لحمض النيتريك وأملاحه. يسمح تخليق الأمونيا باستخدام النيتروجين الجوي ، الذي لا ينضب عملياً ، بتجديد احتياطيات المواد النيتروجينية في التربة وجعلها أكثر خصوبة. يتم تحضير كبريتات الأمونيوم ونترات الأمونيوم من الأمونيا بكميات كبيرة لاستخدامها كأسمدة.

في الممارسة الصيدلانية ، يتم استخدام الأمونيا بقوى مختلفة. يجب أن يحتوي المحلول الرسمي على 10٪ أمونيا ويتم الحصول على هذا المحلول بتخفيف محلول أمونيا تجاري بنسبة 25٪ بالماء.

تحتل الأمونيا مكانة مركزية في عملية التمثيل الغذائي للنيتروجين في النباتات. من خلال نظام الجذر ، تدخل أملاح الأمونيا النباتات بكميات صغيرة جدًا ، لأن محتواها في التربة منخفض. تخضع الأمونيا في التربة للأكسدة نتيجة النشاط الحيوي للبكتيريا الآزوتية ، وتستخدم الأملاح الناتجة من أحماض النيتروز والنتريك بعد التكوين الأولي للأمونيا منها لتخليق الأحماض الأمينية (ومنها البروتينات) وغيرها. المواد المحتوية على النيتروجين (انظر التمثيل الغذائي للنيتروجين).

تتشكل الأمونيا أيضًا في جسم الإنسان والحيوان. مصدر تكوينه هو الأحماض الأمينية التي هي جزء من أنسجة الحيوانات ، وكذلك حمض الأدينيليك. ومع ذلك ، فإن محتوى الأمونيا في الأنسجة والدم و السائل النخاعيطفيف جدا (0.01-0.1 ملجم٪). يفسر ذلك حقيقة أنه في أنسجة الجسم ، يتم التخلص من الأمونيا الناتجة عن طريق تخليق الأميدات (انظر). يعتبر التخلص من الأمونيا (يتم تصنيع الجلوتامين في الغالب في جسم الحيوان) عملية بيولوجية عامة تحدث في الكائنات الحية الدقيقة والنباتات والحيوانات. المنتج النهائي لتحييد الأمونيا والقضاء عليها في جسم الإنسان هو اليوريا (انظر).

تتشكل الأمونيا أثناء تقلص العضلات والإثارة أنسجة عصبية. يتم التخلص جزئيًا من الأمونيا المتكونة أثناء عمل العضلات ، ولكنها تدخل جزئيًا في مجرى الدم. تدخل الأمونيا الدم من الأمعاء. يفرز من جسم الإنسان والحيوانات مع البول على شكل أملاح الأمونيا (كبريتات الأمونيوم بشكل رئيسي). في الحماض ، يزيد إفراز الأمونيا في البول بشكل حاد. المصدر الرئيسي لأمونيا البول هو الجلوتامين ، الذي يتم توصيله إلى الكلى عن طريق الدم ، حيث يتم إفرازه تحت تأثير الجلوتاميناز.

يتم قياس كمية الأمونيا عن طريق تفاعل معادلة الحمض: 2NH 3 + H 2 SO 4 → (NH 4) 2SO4. تتم معايرة الحمض غير المستخدم بمحلول قلوي في وجود مؤشر - برتقال الميثيل. يتم أيضًا تحديد الأمونيا كميًا عن طريق تفاعل اللون مع كاشف Nessler (محلول قلوي من البوتاسيوم الزئبق يوديد K 2 Hg 2 I 4). لتحديد الأمونيا في الهواء ، يتم سحب كمية معينة من الأمونيا بواسطة جهاز شفط من خلال قوارير ماصة تحتوي على 10 نيوتن. محلول حامض الكبريتيك ، ثم يتم تحديده بالمعايرة أو قياس اللون.

استخدام الأمونيا في الطب

يتم استخدام التأثير المهيج للأمونيا وأملاحها في العسل. حاجة. ردود الفعل التي تحدث عندما تتهيج الأغشية المخاطية في الجهاز التنفسي العلوي تساهم في إثارة مركز الجهاز التنفسي ، خاصة عند تعرضه للقمع (الاختناق والتسمم وما إلى ذلك). استنشاق الأمونيا يسبب سرعة التنفس وزيادة ضغط الدم؛ تحت تأثير التركيزات العالية ، على العكس من ذلك ، يتوقف التنفس ويتباطأ النبض. بالإضافة إلى ذلك ، مع التعرض المطول لتركيزات عالية من الأمونيا في موقع تطبيقه ، يمكن أن تحدث تغيرات التهابية ونخرية في الأنسجة. للأمونيا أيضًا تأثير مطهر.

من مستحضرات الأمونيا ، الأمونيا (Solutio Ammonii caustici ، Liquor Ammonii caustici ، Ammonium causticum solutum ، NH 4 OH) لها أكبر استخدام علاجي - محلول مائي من الأمونيا بنسبة 10٪ ، سائل صاف عديم اللون برائحة نفاذة من الأمونيا. غير قابل للاختلاط مع الماء والكحول بأي نسبة. تسبب الأمونيا تهيجًا لمستقبلات الأغشية المخاطية وتثير انعكاسيًا مراكز الأوعية التنفسية والحركية. ترتبط هذه الخاصية باستخدامها في حالات الإغماء أو التسمم الكحولي (استنشاق أو ابتلاع 5-10 قطرات في 100 مل من الماء). إن العمل على مركز الجهاز التنفسي قصير العمر ، ولتحفيز التنفس على المدى الطويل ، فإن استخدام المسكنات ضروري. في الممارسة الجراحية ، يتم استخدام الأمونيا مطهرلغسل اليدين (25 مل لكل 5 لترات من الماء الدافئ - طريقة Kochergin-Spasokukotsky).

في التهاب المفاصل المزمنوالألم العصبي ، يتم استخدام مرهم الأمونيا (Linimentum ammoniatum ، المرهم المتطاير ، Linimentum المتطاير) كسائل إلهاء - سائل متجانس أبيض مائل للصفرة برائحة الأمونيا. يتم الحصول عليها عن طريق هز خليط من زيت عباد الشمس (74 جزءًا) وحمض الأوليك (جزء واحد) بمحلول أمونيا (25 جزءًا).

محلول الأمونيا ، عند تناوله عن طريق الفم ، له تأثير مقشع (انظر قطرات الأمونيا واليانسون).

تستخدم محاليل الأمونيا لتحييد السموم الحمضية عند لدغها من قبل الحشرات والثعابين والكاراكورت (المستحضرات أو الحقن في موقع اللدغة). هناك أدلة على استخدام محاليل ضعيفة من الأمونيا (0.1-0.2٪) كعامل مضاد للالتهابات للباناريتيوم والدمامل والخراجات وما شابه.

المخاطر المهنية

غالبًا ما يكون تسمم الأمونيا في ظروف الإنتاج حادًا ولا يحدث إلا في حالات الطوارئ ؛ التسمم المزمن ممكن ، لكنه أقل شيوعًا.

عتبة الفعل المنعكس للبشر هي 25 مجم / م 3. لوحظ إحساس بالتهيج عند 100 مجم / م 3. العمل صعب عند 140-210 مجم / م 3 ، مستحيل - عند 350 مجم / م 3 وما فوق.

في حالات التسمم الحاد ، يظهر سيلان الأنف والتهاب الحلق والتهاب الحلق وسيلان اللعاب وبحة في الصوت واحتقان في الأغشية المخاطية في الجهاز التنفسي العلوي والعينين.

في حالات التسمم الحاد ، الشعور بضيق وألم في الصدر ، سعال انتيابي قوي ، اختناق ، صداع الراس، آلام في المعدة ، قيء ، احتباس بولي. يأتي اضطراب حاد في التنفس والدورة الدموية. حروق محتملة في الغشاء المخاطي للجهاز التنفسي العلوي وتطور التهاب في الرئتين ، وغالبًا ما تكون وذمة رئوية سامة. هناك حماسة قوية. سبب الوفاة في بعض الحالات هو التهاب القصبات الهوائية والرئتين. في حالة التلامس المباشر مع الجلد أو الأغشية المخاطية للعين ، يمكن حدوث حرق كيميائي. يمكن أن تكون عواقب التسمم الحاد ضبابية في القرنية وفقدان الرؤية ، وبحة في الصوت ، وأحيانًا فقده بالكامل ، التهاب الشعب الهوائية المزمن، تفعيل عملية السل.

كرون. يمكن أن يحدث التسمم مع التعرض المستمر لتركيزات منخفضة من الأمونيا. تركيز الأمونيا 40 مجم / م 3 هو الحد الأدنى عمل مزمن(التعرض على مدار الساعة). في بول الحيوانات المسمومة ، يزداد محتوى الأمونيا بشكل كبير. في تشريح الحيوانات التي تعرضت للتسمم ، هناك التهاب صديديالقصبة الهوائية والشعب الهوائية والالتهاب الرئوي وذات الجنب. التغيرات المرضيةمن جانب الأعضاء المتنيّة ، على ما يبدو ، مرتبطة برد فعل على الحرق.

يتم تحييد الأمونيا في الجسم بسرعة ، وبالتالي فإن تأثيرها التراكمي ضئيل أو حتى غير محتمل. في حالات التسمم المزمن ، يعاني الأشخاص من فقدان حاسة الشم والتهاب الملتحمة ونزلات مزمنة في الأغشية المخاطية للأنف والجهاز التنفسي العلوي والشعب الهوائية.

الإسعافات الأولية: في حالة ملامسة رذاذ محاليل الأمونيا ، اشطف العين على الفور بالماء الجاري. ثم ضعي الفازلين أو زيت الزيتون، نوفوكائين مع الأدرينالين ، سلفاسيل - صوديوم (ألبوسيد - صوديوم). في حالة ملامسته للجلد ، اشطفه على الفور بتيار قوي من الماء. في حالة تلف الجلد بالأمونيا الغازية - محلول 5٪ من محلول الخليك أو حامض الستريك. في حالة التسمم - هواء نقي ، استنشاق بخار دافئ محمض ، 10٪ منثول في الكلوروفورم ، أدوية لينة (كودايين ، ديونين - 0.01 جم) ، أكسجين ، حرارة.

مع تشنج المزمار - الحرارة الموضعية ، والاستنشاق ، والأتروبين ، وفقًا للإشارات ، بضع القصبة الهوائية. أدوية القلب حسب المؤشرات. عندما يتوقف التنفس التنفس الاصطناعي. العلاج والوقاية من الوذمة الرئوية (انظر).

الوقاية تنزل إلى ختم المعدات والاتصالات. عند العمل في المناطق الخطرة ، يجب استخدام قناع ترشيح غاز صناعي من الدرجة K (الصندوق الأخضر) ويجب مراقبة تركيز الأمونيا في هواء المباني الصناعية بشكل منهجي.

MPC في جو المباني الصناعية - 20 مجم / م 3.

الأمونيا من حيث الطب الشرعي

يمكن أن تسبب الأمونيا التسمم في الحالة الغازية أو عند تناولها محاليل مائية. الصورة السريريةفي حالة التسمم بالأمونيا (حسب نظام التشغيل) ، يكون مشابهًا لما لوحظ في حالة التسمم بالمواد الكاوية ، ومع ذلك ، هناك ميزات: رائحة القيء وسيلان الأنف والدموع والسعال القوي ؛ لوحظ شلل جزئي الأطراف السفلية. في فحص الطب الشرعي ، يتم الانتباه إلى اللون الأحمر الفاتح للغشاء المخاطي للفم والبلعوم والمريء والمعدة ، وأحيانًا يتخذ لونًا أغمق. في الرئتين ، لوحظ التهاب رئوي بؤري ، في الكلى - ظاهرة التهاب الكلية الحاد.

عند فتح الجثة ، تشعر برائحة الأمونيا التي تستمر لعدة أيام. للكشف النوعي الكيميائي للأمونيا في الطب الشرعي ، يتم استخدام قدرة أبخرتها على تلوين ورق عباد الشمس الأحمر والورق المبلل بمحلول أزرق كبريتات النحاس. لاستثناء الأمونيا التي تتشكل عند تعفن البيول. في موازاة ذلك ، يتم إجراء اختبار بقطعة من الورق مشربة بمحلول من أسيتات الرصاص. في هذه الحالة ، يحدث السواد في وجود كبريتيد الهيدروجين المصاحب للأمونيا أثناء التسوس. عندما تتحول أول قطعتين من الورق إلى اللون الأزرق وتغمق القطعة الثالثة ، فإن تحديد وجود الأمونيا التي دخلت الجسم طريقة كيميائيةبالفعل مستحيل.

لا يمكن إجراء التحديد الكمي للأمونيا في دراسة مادة الجثة ، كقاعدة عامة.

فهرس

زاكوسوف ف. فارماكولوجي ، ص. 186 ، م ، 1966 ؛ الأمونيا Kozlov N.B ودورها في علم الأمراض ، M. ، 1971 ؛ ماشكوفسكي م. الأدوية، الجزء 1 ، ص. 393 ، م ، 1972 ؛ ريمي جي دورة الكيمياء غير العضوية ، العابرة. من الألمانية ، المجلد. 1 ، ص. 587 ، م ، 1972 ؛ غودمان ل. جيلمان أ.الأسس الدوائية للعلاجات ، إن واي ، 1970.

المخاطر المهنية

Alpatov I. M. دراسة سمية غاز الأمونيا ، جيجا بايت. العمل والأستاذ. مريض ، رقم 2 ، ص. 14 ، 1964 ؛ Alpatov I.M and Mikhailov V. I. دراسة عن سمية الأمونيا الغازية ، المرجع نفسه ، رقم 12 ، ص. 51 ، 1963 ؛ فولفوفسكايا آر إن ودافيدوفا جي إن. الملاحظات السريريةخلال تسمم حادالأمونيا ، سبت. علمي يعمل لينينغراد. في ذلك الحفلة. العمل ، ص. 155 ، 1945 ؛ المواد الضارة في الصناعة ، أد. لازاريفا ، الجزء 2 ، ص. 120، L.، 1971، bibliogr .؛ Mikhailov V. I. ، إلخ. تأثير تركيزات منخفضة من الأمونيا على بعض البارامترات البيوكيميائية والفسيولوجية في البشر ، جيجا بايت. العمل والبروفيسور زابوليف ، رقم 10 ، ص. 53 ، 1969 ، ببليوغر.

فردمان د. في.ك.ليباخين (فارم.) ، إي.ن.مارشينكو (أستاذ) ، إم دي شفايكوفا (محكمة).

أمونيا، NH3 الوزن المولي 17.03. غاز عديم اللون في درجة حرارة الغرفة ، مهيج للأغشية المخاطية. تتكثف الأمونيا بسهولة في سائل يغلي عند -33 درجة .4 ويتبلور عند -77 درجة .3. الأمونيا الجافة النقية عبارة عن حمض ضعيف ، وهذا واضح من إمكانية استبدال الهيدروجين فيه بالصوديوم وتكوين أميد الصوديوم NH 2 Na عند تسخين Na في تيار من الأمونيا. ومع ذلك ، فإن الأمونيا سهلة للغاية لربط الماء وتشكيل القلوي NH 4 OH ، الأمونيوم الكاوية ؛ يسمى محلول هيدروكسيد الأمونيوم في الماء الأمونيا.

وجود الأمونيا المتسربة من الأمونيوم الكاوية بسبب التحلل

NH4 أوه NH3 + HOH

تم فتحه بورق عباد الشمس الأزرق. ترتبط الأمونيا بسهولة بالأحماض ، وتشكل أملاح NH 4 ، على سبيل المثال ، NH 3 + HCl \ u003d NH 4 Cl ، وهو أمر ملحوظ إذا كانت أبخرة الأمونيا (من الأمونيا) وأبخرة HCl في الهواء: سحابة بيضاء من الأمونيا NH 4 Cl على الفور. تستخدم الأمونيا عادة على شكل أمونيا (D = 0.91 ، حوالي 25٪ NH 3) وما يسمى. " الأمونيا المثلجة»(D = 0.882 ، مع 35٪ NH 3).

من السهل تحديد قوة الأمونيا من خلال كثافتها ، وقيمها الموضحة في الجدول التالي:

يتكون ضغط بخار المحاليل المائية للأمونيا من المرونة الجزئية للأمونيا والماء الواردة في الجدول:

من الواضح أن ضغط بخار الأمونيا كمادة يغلي عند درجة حرارة أقل بكثير من درجة غليان الماء ، >> مرونة جزئية لبخار الماء فوق الأمونيا. قابلية ذوبان NH 3 في الماء عالية جدًا.