Dhe hidrogjeni. Është gaz pa ngjyrë, por me erë të athët. Përbërja kimike pasqyrohet nga formula e amoniakut - NH 3. Një rritje e presionit ose një ulje e temperaturës së një substance çon në shndërrimin e saj në një lëng pa ngjyrë. Amoniaku i gaztë dhe tretësirat e tij përdoren gjerësisht në industri dhe bujqësia. Në mjekësi, përdoret 10% hidroksid amonium - amoniak.
Struktura e molekulës. Formula elektronike e amoniakut
Molekula e nitridit të hidrogjenit ka formën e një piramide, në bazën e së cilës është azoti i lidhur me tre atome hidrogjeni. Lidhjet N-H janë shumë të polarizuara. Azoti e tërheq më fort çiftin elektronik të lidhjes. Prandaj, ngarkesa negative grumbullohet në atomet N, ndërsa ngarkesa pozitive përqendrohet në hidrogjen. Një ide e këtij procesi jepet nga modeli i molekulës, elektroni dhe amoniaku.
Nitridi i hidrogjenit është shumë i tretshëm në ujë (700:1 në 20 °C). Prania e protoneve praktikisht të lira çon në formimin e "urave" të shumta të hidrogjenit që lidhin molekulat me njëra-tjetrën. Karakteristikat strukturore dhe lidhje kimike gjithashtu bëjnë që amoniaku të lëngëzohet lehtësisht kur presioni rritet ose temperatura ulet (-33 °C).
origjina e emrit
Termi "amoniak" u fut në përdorim shkencor në 1801 me sugjerimin e kimistit rus Ya Zakharov, por substanca ka qenë e njohur për njerëzimin që nga kohërat e lashta. Një gaz me një erë të fortë lëshohet gjatë kalbjes së produkteve të mbeturinave, shumë komponimet organike, për shembull, proteinat dhe ureja, gjatë dekompozimit të kripërave të amonit. Historianët e kimisë besojnë se substanca u emërua pas perëndisë së lashtë egjiptiane Amon. NË Afrika Veriore ka një oaz të Siwa (Ammon). Në zonën përreth ka rrënoja qytet antik dhe një tempull, pranë të cilit ka depozita të klorurit të amonit. Kjo substancë u quajt "kripa e Amonit" në Evropë. Ekziston një legjendë që banorët e oazit Siwa ndjenin erën e kripës në tempull.
Përgatitja e nitridit të hidrogjenit
Fizikani dhe kimisti anglez R. Boyle dogji pleh organik në eksperimente dhe vëzhgoi formimin e tymit të bardhë mbi një shkop të zhytur në acid klorhidrik dhe futur në rrjedhën e gazit që rezulton. Në 1774, një tjetër kimist britanik, D. Priestley, ngrohi klorurin e amonit me gëlqere të shuar dhe lëshoi një substancë të gaztë. Priestley e quajti përbërjen "ajër alkalik", sepse zgjidhja e tij shfaqi vetitë e eksperimentit të Boyle, në të cilin amoniaku ndërvepronte acid klorhidrik. Të ngurta të bardhë ndodh kur molekulat e substancave reaguese vijnë në kontakt direkt në ajër.
Formula kimike e amoniakut u krijua në 1875 nga francezi C. Berthollet, i cili kreu një eksperiment mbi zbërthimin e substancës në përbërësit e tij përbërës nën ndikimin e një shkarkimi elektrik. Deri më sot, eksperimentet e Priestley, Boyle dhe Berthollet riprodhohen në laboratorë për të marrë nitrid hidrogjeni dhe klorur amoniumi. Metoda industriale u zhvillua në vitin 1901 nga A. Le Chatelier, i cili mori një patentë për një metodë për sintetizimin e një substance nga azoti dhe hidrogjeni.
Zgjidhja e amoniakut. Formula dhe vetitë
Një tretësirë ujore e amoniakut zakonisht shkruhet si hidroksid - NH 4 OH. Ai shfaq vetitë e një alkali të dobët:
- shpërndahet në jone NH 3 + H 2 O = NH 4 OH = NH 4 + + OH -;
- ngjyros tretësirën e fenolftaleinës në ngjyrë të kuqërremtë;
- reagon me acide për të formuar kripë dhe ujë;
- Precipiton Cu(OH) 2 si një substancë blu e ndezur kur përzihet me kripërat e tretshme të bakrit.
Ekuilibri në reaksionin ndërmjet amoniakut dhe ujit zhvendoset drejt substancave fillestare. Nitridi i hidrogjenit i ngrohur paraprakisht digjet mirë në oksigjen. Azoti oksidohet në molekula diatomike substancë e thjeshtë N2. Amoniaku gjithashtu shfaq veti reduktuese në reagim me oksidin e bakrit (II).
Kuptimi i amoniakut dhe zgjidhjet e tij
Nitridi i hidrogjenit përdoret në prodhimin e kripërave të amonit dhe acidit nitrik - një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike. Amoniaku shërben si lëndë e parë për prodhimin e sodës (duke përdorur metodën e nitratit). Përmbajtja e nitridit të hidrogjenit në tretësirën e koncentruar industriale arrin 25%. Përdoret në bujqësi tretësirë uji amoniaku. Formula e plehut të lëngshëm është NH 4 OH. Substanca përdoret drejtpërdrejt si pleh. Mënyra të tjera për të pasuruar tokën me azot janë përdorimi i kripërave të klorurit dhe fosfatit. NË kushtet industriale dhe ambientet bujqësore nuk rekomandohet të ruhen së bashku plehra minerale, që përmban kripëra amoniumi, me alkale. Nëse komprometohet integriteti i paketimit, substancat mund të reagojnë me njëra-tjetrën për të formuar amoniak dhe ta lëshojnë atë në ajrin e brendshëm. Komponimi toksik ndikon negativisht në sistemin e frymëmarrjes dhe sistemin nervor qendror të njerëzve. Një përzierje e amoniakut dhe ajrit është shpërthyese.
Procesi i prodhimit të sasisë optimale të një kimikati, si dhe arritja e cilësisë maksimale të tij, ndikohet nga një sërë faktorësh. Prodhimi i amoniakut varet nga presioni, temperatura, prania e një katalizatori, substancat e përdorura dhe mënyra e nxjerrjes së materialit që rezulton. Këto parametra duhet të jenë të balancuara siç duhet për të arritur fitimin më të madh nga procesi i prodhimit.
Vetitë e amoniakut
Në temperaturën e dhomës dhe lagështinë normale të ajrit, amoniaku është në gjendje të gaztë dhe ka një erë shumë të neveritshme. Është i pajisur me një efekt toksik dhe irritues në mukozën e trupit. Prodhimi dhe vetitë e amoniakut varen nga pjesëmarrja e ujit në proces, pasi kjo substancë është shumë e tretshme në kushte normale mjedisore.
Amoniaku është një përbërës i hidrogjenit dhe azotit. Formula e tij kimike është NH 3.
Ky kimikat vepron si një agjent aktiv reduktues, nga djegia e të cilit çlirohet azot i lirë. Amoniaku shfaq karakteristikat e bazave dhe alkaleve.
Reagimi i një lënde me ujin
Kur NH 3 tretet në ujë, fitohet ujë amoniak. Në temperatura normale, maksimumi 700 vëllime amoniaku mund të treten në 1 vëllim elementi uji. Kjo substancë njihet si amoniak dhe përdoret gjerësisht në industrinë e prodhimit të plehrave dhe në instalimet teknologjike.
NH 3 i përftuar nga tretja në ujë është pjesërisht i jonizuar në vetitë e tij.
Amoniaku përdoret në një nga metodat laboratorike për marrjen e këtij elementi.
Marrja e një substance në laborator
Metoda e parë për prodhimin e amoniakut është sjellja amoniaku deri në zierje, pas së cilës avulli që rezulton thahet dhe mblidhet përbërja kimike e kërkuar. Është gjithashtu e mundur të merret amoniaku në laborator duke ngrohur gëlqere të shuar dhe klorur të ngurtë të amonit.
Reagimi për prodhimin e amoniakut ka formën e mëposhtme:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2NH 3 + 2H 2 O
Gjatë këtij reagimi, formohet një precipitat i bardhë. Kjo është kripa CaCl 2, dhe gjithashtu formohet uji dhe amoniaku i dëshiruar. Për të tharë substancën e nevojshme, ajo kalohet përmes një përzierje gëlqereje në kombinim me sode.
Prodhimi i amoniakut në laborator nuk ofron maksimumin teknologji optimale prodhimin e tij në sasitë e nevojshme. Njerëzit kanë kërkuar mënyra për të nxjerrë këtë substancë në një shkallë industriale për shumë vite.
Origjina e krijimit të teknologjive të prodhimit
Gjatë viteve 1775-1780 u kryen eksperimente për lidhjen e molekulave të lira të azotit nga atmosfera. Kimisti suedez K. Schelle gjeti një reagim që dukej si
Na 2 CO 3 + 4C + N 2 = 2NaCN + 3CO
Mbi bazën e saj, në 1895, N. Caro dhe A. Frank zhvilluan një metodë për lidhjen e molekulave të lira të azotit:
CaC 2 + N 2 = CaCN 2 + C
Ky opsion kërkonte shumë energji dhe nuk ishte ekonomikisht i vlefshëm, ndaj me kalimin e kohës u braktis.
Një metodë tjetër mjaft e shtrenjtë ishte procesi i ndërveprimit midis molekulave të azotit dhe oksigjenit i zbuluar nga kimistët anglezë D. Priestley dhe G. Cavendish:
Rritja e kërkesës për amoniak
Në 1870, ky kimikat u konsiderua si një produkt i padëshirueshëm i industrisë së gazit dhe ishte praktikisht i padobishëm. Megjithatë, 30 vjet më vonë është bërë shumë popullor në industrinë e koksit.
Në fillim, nevoja e shtuar për amoniak u plotësua duke e izoluar atë qymyri. Por me rritjen e konsumit të substancës 10 herë, u krye punë praktike për të gjetur mënyra për ta nxjerrë atë. Prodhimi i amoniakut filloi të futej duke përdorur rezervat e azotit atmosferik.
Nevoja për substanca me bazë azoti u vu re pothuajse në të gjithë sektorët e njohur të ekonomisë.
Gjetja e mënyrave për të plotësuar kërkesën industriale
Njerëzimi ka bërë një rrugë të gjatë drejt realizimit të ekuacionit për prodhimin e materies:
N2 + 3H2 = 2NH3
Prodhimi i amoniakut në industri u realizua për herë të parë në vitin 1913 përmes sintezës katalitike nga hidrogjeni dhe azoti. Metoda u zbulua nga F. Haber në 1908.
Teknologjia e hapur ka zgjidhur një problem të gjatë për shumë shkencëtarë vende të ndryshme. Deri në këtë pikë, nuk ishte e mundur të lidhej azoti në formën e NH 3. Ky proces kimik quhet reaksioni i cianamidit. Kur temperatura e gëlqeres dhe karbonit u rrit, u përftua substanca CaC 2 (karabit kalciumi). Me ngrohjen e azotit, ata arritën prodhimin e cianamidit të kalciumit CaCN 2, nga i cili lirohej amoniaku me hidrolizë.
Futja e teknologjive për prodhimin e amoniakut
Prodhimi i NH 3 në një shkallë industriale globale filloi me blerjen e patentës së teknologjisë së F. Haber nga A. Mittash, një përfaqësues i Fabrikës së Sodës Baden. Në fillim të vitit 1911, sinteza e amoniakut në instalim i vogël u bë e rregullt. K. Bosch krijoi një aparat të madh kontakti bazuar në zhvillimet e F. Haber. Kjo ishte pajisja origjinale që siguronte procesin e nxjerrjes së amoniakut me sintezë në një shkallë prodhimi. K. Bosch mori udhëheqjen e plotë për këtë çështje.
Kursimi i kostove të energjisë nënkupton pjesëmarrjen në reaksionet e sintezës së katalizatorëve të caktuar.
Një grup shkencëtarësh që punonin për të gjetur komponentë të përshtatshëm propozuan si më poshtë: një katalizator hekuri, të cilit iu shtuan oksidet e kaliumit dhe aluminit dhe që ende konsiderohet si një nga më të mirët për prodhimin e amoniakut në industri.
Më 9 shtator 1913, fabrika e parë në botë që përdor teknologjinë e sintezës katalitike filloi të funksionojë. Kapaciteti prodhues u rrit gradualisht dhe në fund të vitit 1917 prodhoheshin 7 mijë ton amoniak në muaj. Në vitin e parë të funksionimit të uzinës kjo shifër ishte vetëm 300 tonë në muaj.
Më pas, të gjitha vendet e tjera gjithashtu filluan të përdorin teknologjinë e sintezës duke përdorur katalizatorë, e cila në thelb nuk ishte shumë e ndryshme nga teknika Haber-Bosch. Përdorimi i proceseve të presionit të lartë dhe qarkullimit ndodhi në çdo proces teknologjik.
Futja e sintezës në Rusi
Në Rusi, sinteza u përdor gjithashtu duke përdorur katalizatorë për të prodhuar amoniak. Reagimi duket si ky:
Në Rusi, fabrika e parë e sintezës së amoniakut filloi të funksionojë në 1928 në Chernorechensk, dhe më pas u ndërtuan objektet e prodhimit në shumë qytete të tjera.
Puna praktike për prodhimin e amoniakut po fiton vazhdimisht vrull. Ndërmjet viteve 1960 dhe 1970, sinteza u rrit pothuajse 7-fish.
Në vend, substanca të përziera katalitike përdoren për të marrë, grumbulluar dhe njohur me sukses amoniaku. Studimi i përbërjes së tyre kryhet nga një grup shkencëtarësh të udhëhequr nga S. S. Lachinov. Ishte ky grup që gjeti më shumë materiale efikase për teknologjinë e sintezës.
Hulumtimi në kinetikën e procesit është gjithashtu i vazhdueshëm. Zhvillimet shkencore në këtë fushë u kryen nga M. I. Temkin, si dhe nga bashkëpunëtorët e tij. Në vitin 1938, ky shkencëtar, së bashku me kolegun e tij V.M Pyzhev, bënë një zbulim të rëndësishëm duke përmirësuar prodhimin e amoniakut. Ekuacioni i kinetikës së sintezës i përpiluar nga këta kimistë tani përdoret në të gjithë botën.
Procesi modern i sintezës
Procesi i prodhimit të amoniakut duke përdorur një katalizator, i përdorur në prodhimin e sotëm, është i kthyeshëm. Prandaj, pyetja është shumë e rëndësishme niveli optimal ndikimi i treguesve në arritjen e produktit maksimal.
Procesi zhvillohet në temperaturë të lartë: 400-500 ˚С. Për të siguruar shpejtësinë e kërkuar të reagimit, përdoret një katalizator. Prodhimi modern i NH 3 përfshin përdorimin e presionit të lartë - rreth 100-300 atm.
Së bashku me aplikimin sistemi i qarkullimitështë e mundur të merret një masë mjaft e madhe e materialeve fillestare të shndërruara në amoniak.
Prodhim modern
Sistemi operativ i çdo impianti të amoniakut është mjaft kompleks dhe përmban disa faza. Teknologjia për marrjen e substancës së dëshiruar kryhet në 6 faza. Gjatë procesit të sintezës, amoniaku prodhohet, grumbullohet dhe njihet.
Faza fillestare përfshin nxjerrjen e squfurit nga gazi natyror duke përdorur një desulfurizues. Ky manipulim kërkohet për faktin se squfuri është një helm katalitik dhe vret katalizatorin e nikelit në fazën e nxjerrjes së hidrogjenit.
Faza e dytë përfshin konvertimin e metanit, i cili ndodh duke përdorur temperaturë dhe presion të lartë duke përdorur një katalizator nikeli.
Në fazën e tretë, djegia e pjesshme e hidrogjenit ndodh në oksigjenin e ajrit. Rezultati është një përzierje e avullit të ujit, monoksidit të karbonit dhe azotit.
Në fazën e katërt, ndodh një reaksion zhvendosjeje, i cili zhvillohet nën katalizatorë të ndryshëm dhe dy të ndryshëm kushtet e temperaturës. Fillimisht përdoret Fe 3 O 4 dhe procesi zhvillohet në temperaturë 400 ˚C. Faza e dytë përfshin një katalizator bakri më efikas, i cili lejon prodhimin në temperatura të ulëta.
Faza tjetër e pestë përfshin heqjen e monoksidit të karbonit të panevojshëm (VI) nga përzierja e gazit duke përdorur teknologjinë e thithjes së tretësirës alkali.
Në fazën përfundimtare, monoksidi i karbonit (II) hiqet duke përdorur një reaksion të konvertimit të hidrogjenit në metan përmes një katalizatori nikel dhe temperaturë të lartë.
Përzierja e gazit e marrë si rezultat i të gjitha manipulimeve përmban 75% hidrogjen dhe 25% azot. Ajo është duke u shtrydhur poshtë shtypje e lartë, dhe më pas ftoheni.
Janë këto manipulime që përshkruhen nga formula e lëshimit të amoniakut:
N 2 + 3H 2 ↔ 2 NH 3 + 45,9 kJ
Edhe pse ky proces nuk duket shumë i komplikuar, të gjithë hapat e mësipërm për zbatimin e tij tregojnë vështirësinë e prodhimit të amoniakut në shkallë industriale.
Cilësia e produktit përfundimtar ndikohet nga mungesa e papastërtive në lëndët e para.
Pasi ka bërë një rrugë të gjatë nga përvoja e vogël laboratorike në prodhimin në shkallë të gjerë, prodhimi i amoniakut sot është një degë e njohur dhe e domosdoshme e industrisë kimike. Ky proces është duke u përmirësuar vazhdimisht për të garantuar cilësi, kosto-efektivitet dhe shumën e kërkuar produkt për çdo qelizë të ekonomisë kombëtare.
Atomi i azotit formon 3 lidhje sigma kovalente polare me atomet e hidrogjenit për shkak të tre elektroneve të tij të paçiftëzuara (B(N) = III, C.O. (N) = -3). Çifti i vetëm i mbetur i elektroneve 2s është i aftë të marrë pjesë në formimin e lidhjes së 4-të kovalente sipas mekanizmit dhurues-pranues me atome që kanë një orbital të zbrazët.
Vetitë fizike
Në temperatura të zakonshme, NH 3 është një gaz i pangjyrë me një erë të fortë, 1.7 herë më i lehtë se ajri. Amoniaku lëngohet shumë lehtë (vlim -33 "C); lëngu NH 3 është në disa aspekte i ngjashëm me ujin - një tretës i mirë polar, duke shkaktuar jonizimin e substancave të tretura në të.
Amoniaku tretet shumë mirë në ujë (në temperaturë 20°C, ~ 700 l NH 3 tretet në 1 litër H 2 O Një tretësirë ujore 25% quhet "amoniak".
Lidhjet e hidrogjenit lindin midis molekulave NH 3 dhe H 2 O. Prandaj, amoniaku ekziston në tretësirën ujore në formën e hidratit NH 3 H 2 O.
Metodat e marrjes
I. Sinteza industriale:
ZN 2 + N 2 = 2NH 3 + Q
Ky është një nga proceset më të rëndësishme në prodhimin kimik. Reagimi është shumë i kthyeshëm; Për të zhvendosur ekuilibrin në të djathtë, kërkohet presion shumë i lartë (deri në 1000 atm).
II. Në kushte laboratorike, amoniaku fitohet nga veprimi i alkaleve në kripërat e ngurta të amonit:
2NH 4 Cl + Ca(OH) 2 = 2NH 3 + CaCl 2 + 2H 2 O
Vetitë kimike
NH 3 është një substancë shumë reaktive. Reagimet që përfshijnë atë janë të shumta dhe të ndryshme në mekanizmat e tyre.
NH 3 është një agjent i fortë reduktues.
I. Gazi i amoniakut reagon:
me oksigjen (pa katalizator) 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O
me oksigjen (në prani të katalizatorëve Pt) 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O
me halogjene 8NH 3 + 3Cl 2 =N 2 + 6NH 4 Cl
me oksidet e metaleve me pak aktiv 2NH 3 + 3СuО = N 2 + 3Сu + 3Н 2 О
II. Amoniaku i tretur në ujë reagon me agjentë të ndryshëm oksidues, për shembull:
10NH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5N 2 + 6MnSO 4 + 3K2SO 4 + 24H 2 O
Kur amoniaku oksidohet me hipoklorit natriumi, fitohet një përbërje tjetër e azotit të hidrogjenit - hidrazina N 2 H 4.
2NH 3 + NaOCl = N 2 H 4 + NaCl + H 2 O
Një tretësirë ujore e NH 3 është një bazë e dobët.
Hidrati i amoniakut i formuar gjatë ndërveprimit me ujin shkëput pjesërisht:
NH 3 + H 2 O → NH 3 HON → NH 4 + + OH -
Kationi kompleks NH 4 + është produkt i shtimit të joneve H + në molekulën NH 3 sipas mekanizmit dhurues-pranues. Për shkak të joneve OH të lëshuara nga molekulat H 2 O, tretësira e amoniakut fiton një reaksion pak alkalik dhe shfaq vetitë e bazave.
Reaksionet me acidet.
Reagon me të gjitha acidet, për shembull: NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3 nitrat amonit
2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4 sulfat amoni
NH 3 + H 2 SO 4 = NH 4 HSO 4 hidrogjen sulfat amonit
Reaksionet me kripërat e metaleve.
Kur amoniaku kalohet në tretësirat ujore të kripërave të metaleve, hidroksidet e të cilave janë shumë pak të tretshëm në ujë, ndodh precipitimi i Me(OH) x:
3NH 3 + ZH 2 O + AlCl 3 = Al(OH) 3 ↓ +3NH 4 Cl
NH 3 është një ligand në përbërje komplekse (formimi i amoniakut).
Molekulat NH 3 janë të afta të formojnë lidhje dhuruese-pranuese jo vetëm me jonet H +, por edhe me kationet e një numri metalesh kalimtare (Ag +, Cu 2+, Cr 3+, Co 2+, etj.).
Kjo çon në shfaqjen e joneve komplekse - [Аg(NH 3) 2 ], etj., të cilat janë pjesë e komponimeve komplekse - amoniaku.
Për shkak të formimit të komponimeve të tretshme të amoniakut, oksidet komplekse të metaleve, hidroksidet dhe kripërat e patretshme në H2O treten në një tretësirë ujore të amoniakut.
Në veçanti, Ag 2 O, Cu 2 O, Cu(OH) 2, AgCl treten lehtësisht në amoniak;
Ag 2 O + 4NH 3 + H 2 O = 2 [Ag(NH 3) 2 ]OH hidroksid diamine argjendi (I)
Cu(OH) 2 + 4NH 3 = (OH) 2 tetraaminë bakri (II) hidroksid
AgCl + 2NH 3 = Cl diamine argjendi klorur (I).
Tretësirat e amoniakut të Ag 2 O, Cu 2 O, Cu(OH) 2 përdoren si reagentë në analizat cilësore (zbulimi i aldehideve, alkooleve polihidrike).
NH 3 është një agjent aminues në sintezën organike.
Amoniaku përdoret për sintezën e alkilaminave, aminoacideve dhe amideve, për shembull:
2NH 3 + C 2 H 5 Br → C 2 H 5 NH 2 + NH 4 Br etilamine
2NH 3 + CH 2 ClCOOH → H 2 N-CH 2 -COOH + NH 4 Cl glicinë
Kripërat e amonit
Në kripërat e amonit, kationi NH 4 + luan rolin e një kationi të metaleve alkali (për shembull, K +). Të gjitha kripërat e amonit janë substanca kristalore, shumë të tretshme në ujë. Disa prej tyre janë të ngjyrosura për shkak të anioneve. Në tretësirat ujore ato shpërndahen plotësisht:
NH 4 JO 3 → NH 4 + + JO 3 -
(NH 4) 2 Cr 2 O 7 → 2NH 4 + + Cr 2 O 7 2-
Metodat e marrjes
1. Kalimi i amoniakut nëpër solucione acide (shih vetitë kimike të NH 3).
2. Ndërveprimi i amoniakut me halogjenët e gaztë të hidrogjenit: NH 3 (g.) + HBr (g.) = NH 4 Br (tv.)
Vetitë kimike
(specifik për kripërat e amoniumit)
1. Bazat e forta zhvendosin NH 3 nga kripërat e amoniumit:
NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O
(NH 4) 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 + 2NH 3 + 2H 2 O
Ky është një reagim cilësor ndaj jonit NH 4 + (NH 3 i çliruar përcaktohet nga aroma ose nga bluja e letrës së lagur të lakmusit të kuq).
2. Kur nxehen, kripërat e amonit dekompozohen:
a) gjatë dekompozimit të kripërave të amonit që përmbajnë një anion jo oksidues, NH 3 lirohet:
NH 4 Cl → NH 3 + HCl
(NH 4) 2 SO 4 → NH 3 + NH 4 HSO 4
(NH 4) 3 PO 4 → 3NH 3 + H 3 PO 4
(NH 4) 2 CO 3 → 2NH 3 + CO 2 + H 2 O
NH 4 HCO 3 → NH 3 + CO 2 + H 2 O;
b) nëse kripa përmban një anion oksidues, atëherë ndodh dekompozimi redoks intramolekular:
NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O
NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O
(NH 4) 2Cr 2 O 7 = N 2 + Cr 2 O 3 + 4H 2 O
3. Në tretësirat ujore, kripërat e amonit hidrolizohen nga kationi:
NH 4 + + H 2 O → NH 3 H 2 O + H +
2 N H 3 + N a O C l ⟶ N 2 H 4 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)+NaOCl\shigjeta e gjate djathtas N_(2)H_(4)+NaCl+H_( 2) O)))
- Halogjenët (klor, jod) formojnë eksplozivë të rrezikshëm me amoniak - halogjene të azotit (klorur azoti, jodur azoti).
- Amoniaku reagon me alkanet e halogjenizuara shtimi nukleofilik, duke formuar një jon amoniumi të zëvendësuar (metodë për prodhimin e amineve):
- Ai prodhon amide me acide karboksilike, anhidridet e tyre, halogjene acide, estere dhe derivate të tjerë. Me aldehidet dhe ketonet - bazat Schiff, të cilat mund të reduktohen në aminet përkatëse (aminimi reduktiv).
Histori
Amoniaku u izolua fillimisht në formë e pastër J. Priestley në 1774, i cili e quajti atë "ajër alkaline". Njëmbëdhjetë vjet më vonë, në 1785, K. Berthollet vendosi saktë përbërje kimike amoniaku Që nga ajo kohë, kërkimet kanë filluar në mbarë botën për prodhimin e amoniakut nga azoti dhe hidrogjeni. Amoniaku ishte shumë i nevojshëm për sintezën e përbërjeve të azotit, pasi prodhimi i tyre nga kripori kilian ishte i kufizuar nga shterimi gradual i rezervave të këtij të fundit. Problemi i uljes së rezervave të nitratit është bërë më i mprehtë fundi i shekullit të 19-të shekulli. Vetëm në fillim të shekullit të 20-të u bë e mundur të shpikte një proces për sintezën e amoniakut të përshtatshëm për industrinë. Kjo u krye nga F. Haber, i cili filloi të punonte për këtë problem në 1904 dhe në vitin 1909 krijoi një aparat të vogël kontakti në të cilin përdori presion të shtuar (në përputhje me parimin e Le Chatelier) dhe një katalizator osmiumi. Më 2 korrik 1909, Haber testoi aparatin në prani të K. Bosch dhe A. Mittash, të dy nga Fabrika e Anilinës dhe Sodës së Badenit (BASF), dhe mori amoniak. Deri në vitin 1911, K. Bosch kishte krijuar një version në shkallë të gjerë të aparatit për BASF, dhe më pas u ndërtua dhe u vu në punë impianti i parë në botë i sintezës së amoniakut më 9 shtator 1913, i cili ndodhej në Oppau (tani një distrikt brenda qyteti i Ludwigshafen am Rhein) dhe i përkiste BASF. Në vitin 1918, F. Haber fitoi çmimin Nobel në Kimi "për sintezën e amoniakut nga elementët e tij përbërës". Në Rusi dhe BRSS, grupi i parë i amoniakut sintetik u prodhua në vitin 1928 në fabrikën kimike Chernorechensky.
origjina e emrit
Amoniaku (në gjuhët evropiane emri i tij tingëllon si "amoniak") ia detyron emrin e tij oazit të Amonit në Afrikën e Veriut, i vendosur në udhëkryqin e rrugëve të karvanëve. Në klimat e nxehta, ureja (NH 2) 2 CO, e përmbajtur në produktet e mbeturinave shtazore, dekompozohet veçanërisht shpejt. Një nga produktet e dekompozimit është amoniaku. Sipas burimeve të tjera, amoniaku mori emrin e tij nga fjala e lashtë egjiptiane Amonian. Ky ishte emri i njerëzve që adhuronin perëndinë Amun. Gjatë ritualeve të tyre, ata nuhatën amoniak NH 4 Cl, i cili, kur nxehet, avullon amoniakun.
Amoniak i lëngshëm
Amoniaku i lëngshëm, megjithëse në një masë të vogël, shpërbëhet në jone (autoprotolizë), gjë që tregon ngjashmërinë e tij me ujin:
2 N H 3 → N H 4 + + N H 2 − (\displaystyle (\mathsf (2NH_(3)\shigjeta djathtas NH_(4)^(+)+NH_(2)^(-))))Konstanta e vetë-jonizimit të amoniakut të lëngshëm në -50 °C është afërsisht 10 -33 (mol/l)².
2 N a + 2 N H 3 → 2 N a N H 2 + H 2 (\displaystyle (\mathsf (2Na+2NH_(3)\shigjeta djathtas 2NaNH_(2)+H_(2))))Amidet metalike që rezultojnë nga reaksioni me amoniakun përmbajnë një jon negativ NH 2 −, i cili gjithashtu formohet gjatë vetëjonizimit të amoniakut. Kështu, amidet metalike janë analoge të hidroksideve. Shpejtësia e reagimit rritet kur kalon nga Li në Cs. Reagimi përshpejtohet ndjeshëm në prani të papastërtive edhe të vogla të H 2 O.
Tretësirat metalike-amoniak kanë përçueshmëri elektrike metalike në to, atomet metalike zbërthehen në jone pozitive dhe elektrone të tretura të rrethuara nga molekula NH 3. Tretësirat metal-amoniak, të cilat përmbajnë elektrone të lira, janë agjentët reduktues më të fortë.
Kompleksimi
Për shkak të vetive të tyre dhuruese të elektroneve, molekulat NH 3 mund të hyjnë si ligand komponimet komplekse. Kështu, futja e amoniakut të tepërt në tretësirat e kripërave të d-metaleve çon në formimin e amino komplekseve të tyre:
C u S O 4 + 4 N H 3 → [ C u (N H 3) 4 ] S O 4 (\displaystyle (\mathsf (CuSO_(4)+4NH_(3)\shigjeta djathtas SO_(4)))) N i (N O 3) 3 + 6 N H 3 → [ N i (N H 3) 6 ] (N O 3) 3 (\displaystyle (\mathsf (Ni(NO_(3))_(3)+6NH_(3)\ shigjeta djathtas (NO_(3))_(3))))Kompleksimi zakonisht shoqërohet me një ndryshim në ngjyrën e tretësirës. Pra, në reagimin e parë, ngjyra blu (CuSO 4) kthehet në blu të errët (ngjyra e kompleksit), dhe në reagimin e dytë ngjyra ndryshon nga jeshile (Ni (NO 3) 2) në blu-vjollcë. Komplekset më të forta me NH 3 formohen nga kromi dhe kobalti në gjendje oksidimi +3.
Roli biologjik
Amoniaku është një burim i rëndësishëm i azotit për organizmat e gjallë. Pavarësisht përmbajtje të lartë azot i lirë në atmosferë (më shumë se 75%), shumë pak qenie të gjalla janë në gjendje të përdorin azot diatomik të lirë, neutral në atmosferë, gaz N2. Prandaj, për të përfshirë azotin atmosferik në qarkullimin biologjik, veçanërisht në sintezën e aminoacideve dhe nukleotideve, është i nevojshëm një proces i quajtur "fiksimi i azotit". Disa bimë varen nga disponueshmëria e amoniakut dhe mbetjeve të tjera azotike të lëshuara në tokë nga mbetjet organike të kalbura të bimëve dhe kafshëve të tjera. Disa të tjera, si bishtajoret që fiksojnë azotin, përfitojnë nga një simbiozë me bakteret fiksuese të azotit (rizobia), të cilat janë të afta të prodhojnë amoniak nga azoti atmosferik.
Në disa organizma, amoniaku formohet nga azoti atmosferik duke përdorur enzima të quajtura nitrogjenaza. Ky proces quhet fiksimi i azotit. Edhe pse nuk ka gjasa që të shpiken ndonjëherë metoda biomimetike që mund të konkurrojnë në performancë metodat kimike prodhimi i amoniakut nga azoti, megjithatë, shkencëtarët po bëjnë përpjekje të mëdha për të kuptuar më mirë mekanizmat e fiksimit biologjik të azotit. Interesi shkencor për këtë problem është pjesërisht i motivuar nga struktura e pazakontë e qendrës katalitike aktive të enzimës fiksuese të azotit (nitrogjenaza), e cila përmban një ansambël molekular të pazakontë bimetalik Fe 7 MoS 9 .
Amoniaku është gjithashtu i fundit nënprodukt metabolizmi i aminoacideve, përkatësisht produkti i deaminimit të tyre, i katalizuar nga enzima të tilla si glutamat dehidrogjenaza. Ekskretimi i amoniakut të pandryshuar është një rrugë e zakonshme për detoksifikimin e amoniakut në krijesat ujore (peshqit, jovertebrorët ujorë dhe disa amfibë). Në gjitarët, duke përfshirë njerëzit, amoniaku zakonisht shndërrohet shpejt në ure, e cila është shumë më pak toksike dhe, në veçanti, më pak alkaline dhe më pak reaktive si një agjent reduktues. Ureja është përbërësi kryesor i lëndëve të ngurta të urinës. Megjithatë, shumica e zogjve, zvarranikëve, insekteve dhe arachnids lëshojnë acid urik dhe jo ure si mbetjen kryesore të azotit.
Amoniaku gjithashtu luan një rol të rëndësishëm në fiziologjinë normale dhe patologjike të kafshëve. Amoniaku prodhohet gjatë metabolizmit normal të aminoacideve, por është shumë toksik në përqendrime të larta. Mëlçitë e kafshëve konvertojnë amoniakun në ure përmes një sërë reaksionesh të njëpasnjëshme të njohura si cikli i uresë. Funksioni i dëmtuar i mëlçisë, si ai i parë në cirrozë, mund të dëmtojë aftësinë e mëlçisë për të detoksifikuar amoniakun dhe për ta kthyer atë në ure, duke rezultuar në nivele të larta të amoniakut në gjak, një gjendje e quajtur hiperammonemia. Një rezultat i ngjashëm - rritja e nivelit të amoniakut të lirë në gjak dhe zhvillimi i hiperammonemisë - shkaktohet nga prania e defekteve gjenetike kongjenitale në enzimat e ciklit të uresë, siç është ornitina karbamiltransferaza. I njëjti rezultat mund të shkaktohet nga një shkelje e funksionit ekskretues të veshkave në dështim të rëndë të veshkave dhe uremi: për shkak të një vonese në lëshimin e uresë, niveli i saj në gjak rritet aq shumë sa "cikli i uresë" fillon të funksionojë. "në ana e kundërt- Ureja e tepërt hidrolizohet nga veshkat në amoniak dhe dioksid karboni dhe, si rezultat, rritet niveli i amoniakut në gjak. Hiperammonemia kontribuon në shqetësimet e vetëdijes dhe zhvillimin e gjendjeve soporoze dhe komatoze në encefalopatinë hepatike dhe ureminë, si dhe në zhvillimin e çrregullimeve neurologjike të vërejtura shpesh te pacientët me defekte kongjenitale të enzimave të ciklit të uresë ose aciduri organike.
Hiperammonemia më pak e theksuar, por klinikisht e rëndësishme, mund të vërehet në çdo proces në të cilin vërehet rritje e katabolizmit të proteinave, për shembull, me djegie të gjera, ngjeshje të indeve ose sindromë shtypjeje, procese të gjera purulente-nekrotike, gangrenë të ekstremiteteve, sepsë, etj. , dhe gjithashtu për disa çrregullime endokrine, si diabeti mellitus, tirotoksikoza e rëndë. Mundësia e shfaqjes së hiperammonemisë në këto kushte patologjike është veçanërisht e lartë në rastet kur gjendja patologjike, përveç rritjes së katabolizmit të proteinave, shkakton edhe një dëmtim të theksuar të funksionit detoksifikues të mëlçisë ose funksionit ekskretues të veshkave.
Amoniaku është i rëndësishëm për mbajtjen normale ekuilibri acido-bazik gjaku. Pas formimit të amoniakut nga glutamina, alfa-ketoglutarati mund të zbërthehet më tej për të formuar dy molekula bikarbonate, të cilat më pas mund të përdoren si një tampon për të neutralizuar acidet dietike. Amoniaku i marrë nga glutamina ekskretohet më pas në urinë (si drejtpërdrejt ashtu edhe në formën e uresë), e cila, duke marrë parasysh formimin e dy molekulave bikarbonate nga ketoglutarati, rezulton në një humbje totale të acideve dhe një zhvendosje të pH të gjakut në ana alkaline. Përveç kësaj, amoniaku mund të shpërndahet nëpër tubulat renale, të kombinohet me jonin e hidrogjenit dhe të ekskretohet së bashku me të (NH 3 + H + => NH 4 +), dhe në këtë mënyrë të nxisë më tej largimin e acideve nga trupi.
Amoniaku dhe jonet e amonit janë një nënprodukt toksik i metabolizmit te kafshët. Në peshqit dhe jovertebrorët ujorë, amoniaku lëshohet drejtpërdrejt në ujë. Tek gjitarët (përfshirë gjitarët ujorë), amfibët dhe peshkaqenët, amoniaku shndërrohet në ure në ciklin e uresë, sepse ureja është shumë më pak toksike, më pak reaktive kimikisht dhe mund të "ruahet" në mënyrë më efikase në trup derisa të mund të ekskretohet. Tek zogjtë dhe zvarranikët, amoniaku i prodhuar gjatë metabolizmit shndërrohet në acid urik, i cili është një mbetje e ngurtë dhe mund të ekskretohet nga humbje minimale ujë.
Veprim fiziologjik
Sipas efektit fiziologjik në organizëm, i përket grupit të substancave me efekt asfiksues dhe neurotropik, të afta të shkaktojnë edemë pulmonare toksike dhe dëmtime të rënda nëse thithen. sistemi nervor. Amoniaku ka efekte lokale dhe resorptuese.
Avujt e amoniakut irritojnë fort mukozën e syve dhe organeve të frymëmarrjes, si dhe lëkurën. Kjo është ajo që një person e percepton si një erë të mprehtë. Avujt e amoniakut shkaktojnë lakrimim të tepruar, dhimbje sysh, djegie kimike të konjuktivës dhe kornesë, humbje të shikimit, sulme të kollitjes, skuqje dhe kruajtje të lëkurës. Kur amoniaku i lëngshëm dhe tretësirat e tij bien në kontakt me lëkurën, shfaqet një ndjesi djegieje dhe është e mundur një djegie kimike me flluska dhe ulçera. Përveç kësaj, amoniaku i lëngshëm thith nxehtësinë kur avullohet, dhe kur bie në kontakt me lëkurën, ndodh ngrirja e shkallëve të ndryshme. Era e amoniakut ndihet në një përqendrim prej 37 mg/m³.
Aplikacion
Amoniaku është një nga produktet më të rëndësishme të industrisë kimike, prodhimi vjetor i tij global arrin në 150 milionë tonë. Përdoret kryesisht për prodhimin e plehrave azotike (nitrat amonit dhe sulfat, ure), eksplozivëve dhe polimereve, acidit nitrik, sodës (duke përdorur metodën e amoniakut) dhe produkteve të tjera të industrisë kimike. Amoniaku i lëngshëm përdoret si tretës.
| 100 në | 300 në | 1000 në | 1500 në | 2000 në | 3500 në | |
|---|---|---|---|---|---|---|
| 400 °C | 25,12 | 47,00 | 79,82 | 88,54 | 93,07 | 97,73 |
| 450 °C | 16,43 | 35,82 | 69,69 | 84,07 | 89,83 | 97,18 |
| 500 °C | 10,61 | 26,44 | 57,47 | Nuk ka të dhëna | ||
| 550 °C | 6,82 | 19,13 | 41,16 | |||
Përdorimi i një katalizatori (hekuri poroz me papastërti Al 2 O 3 dhe K 2 O) bëri të mundur përshpejtimin e arritjes së një gjendje ekuilibri. Interesante, kur kërkohej një katalizator për këtë rol, u provuan më shumë se 20 mijë substanca të ndryshme.
Duke marrë parasysh të gjithë faktorët e mësipërm, procesi i prodhimit të amoniakut kryhet në kushtet e mëposhtme: temperaturë 500 °C, presion 350 atmosfera, katalizator. Rendimenti i amoniakut në kushte të tilla është rreth 30%. Në kushte industriale, përdoret parimi i qarkullimit - amoniaku hiqet me ftohje, dhe azoti dhe hidrogjeni i pareaguar kthehen në kolonën e sintezës. Kjo rezulton të jetë më ekonomike sesa të arrihet një rendiment më i lartë i reagimit duke rritur presionin.
Për të marrë amoniak në laborator, përdoret veprimi i alkaleve të forta në kripërat e amonit:
N H 4 C l + N a O H → N H 3 + N a C l + H 2 O (\displaystyle (\mathsf (NH_(4)Cl+NaOH\shigjeta djathtas NH_(3)\arrow +NaCl+H_(2)O )))Në mënyrë tipike, amoniaku merret në një metodë laboratorike duke ngrohur butësisht një përzierje të klorurit të amonit dhe gëlqeres së shuar.
2 N H 4 C l + C a (O H) 2 → C a C l 2 + 2 N H 3 + 2 H 2 O (\style display (\mathsf (2NH_(4)Cl+Ca(OH)_(2)\shigjeta djathtas CaCl_(2)+2NH_(3)\udhë sipër +2H_(2)O)))Për të tharë amoniakun, kalohet përmes një përzierje gëlqereje dhe sode kaustike.
Amoniaku shumë i thatë mund të merret duke tretur metalin e natriumit në të dhe më pas duke e distiluar atë. Kjo bëhet më së miri në një sistem të bërë prej metali nën vakum. Sistemi duhet të përballojë presionin e lartë (në temperaturën e dhomës, presioni i avullit të amoniakut të ngopur është rreth 10 atmosfera). Në industri, amoniaku thahet në kolona thithëse.
Normat e konsumit për ton amoniak
Prodhimi i një ton amoniak në Rusi kërkon mesatarisht 1200 nm³ gazit natyror, në Evropë - 900 nm³.
Grodno Azot bjellorusi konsumon 1200 nm³ gaz natyror për ton amoniak pas modernizimit, konsumi pritet të ulet në 876 nm³.
Prodhuesit ukrainas konsumojnë nga 750 nm³ deri në 1170 nm³ gaz natyror për ton amoniak.
Teknologjia UHDE pretendon konsumin prej 6,7 - 7,4 Gcal të burimeve të energjisë për ton amoniak.
Amoniaku në mjekësi
Për pickimin e insekteve, amoniaku përdoret nga jashtë në formën e locioneve. Zgjidhja ujore e amoniakut 10% njihet si
Klasa e rrezikut të amoniakut (NH3) - 4
Një gaz i pangjyrë me një erë mbytëse, të mprehtë amoniaku, ai pi tym kur lëshohet në atmosferë, lëngzohet në temperaturën -33,40C dhe ngurtësohet në temperaturën -77,80C. Më e lehtë se ajri. Formon përzierje shpërthyese me ajrin brenda 15-28 përqind të vëllimit të amoniakut. Është i ndezshëm, digjet në prani të një burimi të vazhdueshëm zjarri, vetëndizet në temperaturën 6500C. Ai shpërndahet mirë në ujë, alkool dhe eter. Një vëllim uji thith deri në 700 vëllime amoniak në një temperaturë prej 200C.
Përdoret amoniaku për ngjyrosjen e pëlhurave, argjendimin e pasqyrave, prodhimin e kripërave që përmbajnë azot, plehrave, sodës, acidit nitrik, materialeve fotokopjuese, si lëndë pune njësitë ftohëse. Amoniaku transportohet dhe ruhet në një gjendje të lëngshme nën presionin e tij të avullit prej 6-18 kgf/cm2 dhe mund të ruhet në rezervuarë izotermikë me një presion afër atmosferës. Vëllimet maksimale të magazinimit janë 30,000 ton.
Përqendrimi maksimal i lejuar (MAC) i amoniakut është:
Në ajër vendbanimet: mesatare ditore 0.4 mg/m3, maksimumi një herë 0.2 mg/m3. Në ajër zona e punës ambientet e prodhimit 20 mg/m3. Në ujin e rezervuarëve 2 mg/m3. Pragu i erës 0.5 mg/m3. Në përqendrime 40-80 mg/m3 vërehet acarim i rëndë i syve, traktit të sipërm respirator, dhimbje koke, në 1200 mg/m3 - kollë, edemë pulmonare është e mundur. Përqendrimet 1500 - 2700 mg/m3, efektive për 0,5-1 orë, konsiderohen vdekjeprurëse. Përqendrimi maksimal i lejuar i amoniakut për filtrimin e maskave të gazit industrial dhe civil është 15,000 mg/m3.
Kur eliminohen aksidentet lidhur me një rrjedhje (emetim) amoniaku, është e nevojshme të izolohet zona e rrezikshme dhe të largohen njerëzit prej saj. Direkt në vendin e aksidentit dhe pranë burimit të infeksionit, kryhet puna në maskat izoluese të gazit IP-4M, IP-5 (duke përdorur oksigjen të lidhur kimikisht) ose aparatet e frymëmarrjes ASV-2, DASV (duke përdorur ajër të kompresuar), KIP. -8, KIP-9 (në oksigjen të kompresuar) dhe produkte për mbrojtjen e lëkurës (L-1, KIKH-4, KIKH-5, etj.). Në një distancë prej më shumë se 250 metra nga burimi, mjetet mbrojtëse të lëkurës nuk mund të përdoren, dhe për mbrojtjen e frymëmarrjes, maskat industriale të gazit me kuti të markave KD, G, M, VK, si dhe maskat e gazit civil GP-5. Përdoren , GP-7, PDF-2D , PDF-2Sh i kompletuar me një fishek shtesë DPG-3. Në përqendrime më të vogla se 20 mg/m3, mund të përdorni respiratorin RPG-67 me fishekë KD ose VK.
|
Mjetet e mbrojtjes |
Koha veprim mbrojtës(orë) në përqendrime (mg/m3) |
||||
|
Emri |
Markë |
5000 |
|||
|
Kutitë |
|||||
|
Maska gazi industriale: |
|||||
|
madhësi të madhe |
KD, M, VK |
||||
|
madhësia e vogël |
KD, G, VK |
||||
|
Maska me gaz civil: |
|||||
|
GP-5, GP-7, PDF-2D (2Ш) |
me DPG-3 |
||||
Prania e amoniakut përcaktohet nga:
Në ajrin e një zone industriale, aspiratorë AM-5, AM-0055, AM-0059, NP-3M me tuba tregues për amoniak, analizues gazi HOBBIT-T-NH3, detektorë gazi IGS-98-NH3, ESSA-NH3, HOBBIT-NH3.
Në hapësirë të hapur – me pajisje SIP “CORSAR-X”.
Brenda - SIP "VEGA-M"
Neutralizoni amoniakun me zgjidhjet e mëposhtme:
Zgjidhje 10% e acidit klorhidrik ose sulfurik, për të cilin 1 pjesë e acidit të koncentruar përzihet me 9 pjesë ujë (për shembull, 10 litra acid + 90 litra ujë);
Një zgjidhje 2% e sulfatit të amonit, për të cilën 2 pjesë të sulfatit të amonit hollohen në 98 pjesë uji (për shembull, 2 kg sulfat amonium + 98 litra ujë).
Nëse rrjedh gaz amoniak Spërkatet uji për të shuar avujt. Shkalla e konsumit të ujit nuk është e standardizuar.
P në rast të derdhjes së amoniakut të lëngshëm Vendi i derdhjes është i rrethuar me një mur dheu dhe i mbushur me një zgjidhje të acidit klorhidrik ose sulfurik ose me ujë. Për të neutralizuar 1 ton amoniak të lëngshëm nevojiten 10-15 ton tretësirë acidi klorhidrik (sulfurik) ose 18-20 ton ujë. Për të neutralizuar 1 ton amoniak të lëngshëm nevojiten 20-30 ton tretësirë të acidit klorhidrik (sulfurik). Këshillohet që amoniaku i lëngshëm të mos neutralizohet me ujë, sepse në ajër mund të krijohen përqendrime të larta të amoniakut, gjë që është e pasigurt, pasi 15-28 përqind vëllimi i amoniakut me ajër formon përzierje shpërthyese.
Për të spërkatur ujë ose solucione, përdoren kamionë ujitës dhe zjarrfikës, stacione mbushje automatike (AT, PM-130, ARS-14, ARS-15), si dhe hidrantë dhe sisteme speciale të disponueshme në objektet kimikisht të rrezikshme.
Veprimet e liderit: izoloni zonën e rrezikut, largoni njerëzit prej saj, qëndroni në anën e erës, hyni në zonën e aksidentit vetëm me veshje të plota mbrojtëse.
Ofrimi i ndihmës së parë:
Në zonën e kontaminuar: larja e syve me ujë të bollshëm, vendosja e një maskë gazi, larja e bollshme e zonave të prekura të lëkurës me ujë, dalja (tërheqja) urgjente e viktimave nga zona e infeksionit.
Pas evakuimit të një zone të kontaminuar: siguroni paqe, ngrohtësi, për dhimbje fizike në sy, hidhni 2 pika tretësirë 1% novokaine ose 2% tretësirë. acid borik; Aplikoni kremra me tretësirë 3-5% borik, acetik ose acid citrik; merrni qumësht të ngrohtë nga goja me sode buke; jepni qetësues kundër dhimbjeve (1 ml zgjidhje 1% të morfinës ose promedolit, injektoni 1 ml tretësirë 0,1% të sulfatit të atropinës nënlëkurës, nëse frymëmarrja ndalet - ventilim artificial); evakuimi i menjëhershëm në një institucion mjekësor.
