Et l'hydrogène. C'est un gaz incolore, mais avec une odeur piquante. Composition chimique reflète la formule de l'ammoniac - NH 3. Une augmentation de la pression ou une diminution de la température d'une substance entraîne sa transformation en un liquide incolore. L'ammoniac gazeux et ses solutions sont largement utilisés dans l'industrie et agriculture. En médecine, on utilise de l'hydroxyde d'ammonium à 10% - ammoniac.
La structure de la molécule. Formule électronique de l'ammoniac
La molécule de nitrure d'hydrogène a la forme d'une pyramide, à la base de laquelle se trouve de l'azote lié à trois atomes d'hydrogène. Les liaisons N–H sont fortement polarisées. L'azote attire plus fortement la paire d'électrons de liaison. C'est pourquoi charge négative s'accumule sur les atomes N, positif - est concentré sur l'hydrogène. Une idée de ce processus est donnée par le modèle de la molécule, de l'électronique et de l'ammoniac.
Le nitrure d'hydrogène est très soluble dans l'eau (700:1 à 20°C). La présence de protons pratiquement libres conduit à la formation de nombreux "ponts" hydrogène qui relient les molécules entre elles. Caractéristiques de la structure et liaison chimique permettent également à l'ammoniac de se liquéfier facilement lorsque la pression est augmentée ou que la température est abaissée (-33 °C).
origine du nom
Le terme "ammoniac" a été introduit dans l'usage scientifique en 1801 à la suggestion du chimiste russe Y. Zakharov, mais la substance est connue de l'humanité depuis l'Antiquité. Un gaz à l'odeur âcre est libéré lors de la décomposition des déchets, dont beaucoup composés organiques, par exemple, les protéines et l'urée, lors de la décomposition des sels d'ammonium. Les historiens de la chimie croient que la substance a été nommée d'après ancien dieu égyptien Amon. L'oasis de Siwa (Ammon) est située en Afrique du Nord. Les ruines sont conservées dans les environs. ville antique et un temple, à côté duquel se trouvent des dépôts de chlorure d'ammonium. Cette substance en Europe s'appelait le "sel d'Amon". Il existe une légende selon laquelle les habitants de l'oasis de Siwa reniflaient du sel dans le temple.
Obtention de nitrure d'hydrogène
Le physicien et chimiste anglais R. Boyle a brûlé du fumier dans des expériences et a observé la formation de fumée blanche sur un bâton trempé dans de l'acide chlorhydrique et introduit dans le flux de gaz résultant. En 1774, un autre chimiste britannique, D. Priestley, chauffe du chlorure d'ammonium avec chaux et a dégagé une substance gazeuse. Priestley a appelé le composé "air alcalin", car sa solution a montré des propriétés. L'expérience de Boyle a été expliquée, dans laquelle l'ammoniac interagissait avec acide hydrochlorique. Solide couleur blanche se produit lorsque les molécules des substances en réaction entrent en contact directement dans l'air.
La formule chimique de l'ammoniac a été établie en 1875 par le Français C. Berthollet, qui a mené une expérience sur la décomposition d'une substance en ses composants sous l'action de decharge electrique. Jusqu'à présent, les expériences de Priestley, Boyle et Berthollet sont reproduites dans les laboratoires pour obtenir du nitrure d'hydrogène et du chlorure d'ammonium. La méthode industrielle a été développée en 1901 par A. Le Chatelier, qui a reçu un brevet pour une méthode de synthèse d'une substance à partir d'azote et d'hydrogène.
Une solution d'ammoniaque. Formule et propriétés
Une solution aqueuse d'ammoniac est généralement écrite sous la forme d'hydroxyde - NH 4 OH. Il présente les propriétés d'un alcali faible :
- se dissocie en ions NH 3 + H 2 O \u003d NH 4 OH \u003d NH 4 + + OH -;
- colore la solution de phénolphtaléine en couleur pourpre;
- réagit avec les acides pour former du sel et de l'eau;
- précipite Cu(OH) 2 sous forme d'une substance bleu vif lorsqu'il est mélangé avec des sels de cuivre solubles.
L'équilibre dans la réaction de l'interaction de l'ammoniac avec l'eau est déplacé vers les matières premières. Le nitrure d'hydrogène préchauffé brûle bien dans l'oxygène. L'azote est oxydé en molécules diatomiques de la substance simple N2. L'ammoniac présente également des propriétés réductrices en réaction avec l'oxyde de cuivre (II).
La valeur de l'ammoniac et de ses solutions
Le nitrure d'hydrogène est utilisé dans la production de sels d'ammonium et acide nitrique l'un des produits les plus importants de l'industrie chimique. L'ammoniac sert de matière première pour la production de soude (selon la méthode des nitrates). La teneur en nitrure d'hydrogène dans une solution concentrée industrielle atteint 25%. En agriculture, une solution aqueuse d'ammoniaque est utilisée. La formule de l'engrais liquide est NH 4 OH. La substance est directement utilisée comme top dressing. D'autres moyens d'enrichir le sol en azote sont l'utilisation de sels de chlorures, de phosphates. En milieu industriel et local agricole, il est déconseillé de stocker ensemble engrais minéraux contenant des sels d'ammonium, avec des alcalis. Si l'intégrité de l'emballage est violée, les substances peuvent réagir entre elles avec la formation d'ammoniac et sa libération dans l'air intérieur. Un composé toxique affecte négativement le système respiratoire, le système nerveux central humain. Le mélange d'ammoniac avec l'air est explosif.
Ammoniac en grec (hals ammoniakos) - sel d'ammon. L'ammoniac est un gaz incolore à odeur piquante, point de fusion - 80 ° C, point d'ébullition - 36 ° C, soluble dans l'eau, l'alcool et un certain nombre d'autres solvants organiques. Synthétisé à partir d'azote et d'hydrogène. Dans la nature, il se forme lors de la décomposition de composés organiques azotés.
L'ammoniac pur a été découvert par le chimiste et philosophe anglais Joseph Priestley en 1774. La technologie industrielle de production d'ammoniac a été développée et mise en œuvre en 1913 par les chimistes allemands Fritz Haber et Karl Bosch, qui ont reçu des prix Nobel pour leurs recherches.
L'ammoniac est l'un des produits les plus importants de l'industrie chimique. L'essentiel de l'ammoniac produit dans l'industrie sert à la préparation d'acide nitrique, engrais azotés, colorants. L'ammoniac est également utilisé pour produire des explosifs. Les solutions aqueuses d'ammoniac sont largement utilisées. En tant que base faiblement volatile, il est utilisé dans les laboratoires chimiques et les industries. L'ammoniac est utilisé pour fabriquer du bicarbonate de soude.
En médecine, l'ammoniac aqueux à 10 % est appelé ammoniac. L'odeur piquante de l'ammoniac irrite des récepteurs spécifiques de la muqueuse nasale et excite les centres respiratoires et vasomoteurs, par conséquent, avec des évanouissements ou empoisonnement à l'alcool la victime est autorisée à inhaler des vapeurs d'ammoniac.
Lors du soudage de métaux, du chlorure d'ammonium est utilisé - ammoniac - NH4Cl. À haute température l'ammoniac se décompose avec la formation d'ammoniac, qui nettoie les surfaces du fer à souder et le produit soudé des oxydes métalliques.
Lorsque l'ammoniac liquide s'évapore, un grand nombre de chaleur, il est donc utilisé dans la réfrigération.
L'ammoniac liquide provoque de graves brûlures de la peau, il est donc généralement transporté dans des bouteilles en acier (peintes jaune, portent l'inscription "Ammoniac" en noir), des citernes ferroviaires et routières, par eau - dans des citernes spéciales, elles sont également transportées par pipelines.
Le mélange d'ammoniac avec l'air est explosif. L'ammoniac brûle en présence d'une source constante de feu. Les conteneurs peuvent exploser lorsqu'ils sont chauffés. L'ammoniac gazeux est un composé toxique. A sa concentration dans l'air zone de travail environ 350 mg/m3 (milligramme par mètre cube) et au-dessus, les travaux doivent être arrêtés et les personnes évacuées de la zone dangereuse. La concentration maximale admissible d'ammoniac dans l'air de la zone de travail est de 20 mg/m3.
L'ammoniac est dangereux en cas d'inhalation. En cas d'intoxication aiguë, l'ammoniac affecte les yeux et les voies respiratoires et, à des concentrations élevées, la mort est possible. Provoque une forte toux, suffocation, avec une forte concentration de vapeurs - agitation, délire. En cas de contact avec la peau - douleur brûlante, gonflement, brûlures avec cloques. Dans l'intoxication chronique, l'indigestion, le catarrhe des voies respiratoires supérieures, la perte auditive sont observées.
En cas d'empoisonnement à l'ammoniac, les mesures suivantes doivent être prises.
D'abord soins de santé: rincer les yeux et le visage avec de l'eau, mettre un masque à gaz ou un pansement de gaze de coton imbibé d'une solution à 5% acide citrique, zones ouvertes de la peau, rincer abondamment à l'eau, éloigner immédiatement la source d'infection.
Si l'ammoniac pénètre dans l'estomac, vous devez boire plusieurs verres eau chaude avec l'ajout d'une cuillère à café vinaigre de table dans un verre d'eau et faire vomir.
Protection individuelle: masques à gaz isolants et filtrants de grades M, KD, respirateur RPG-67KD, en leur absence - un bandage en gaze de coton humidifié avec une solution d'acide citrique à 5%, une combinaison de protection, des bottes en caoutchouc, des gants.
Dans la zone touchée, vous devez rester du côté au vent. Isolez la zone de danger et gardez les étrangers à l'extérieur. N'entrer dans la zone de l'accident qu'en entier vêtements de protection. Respecter les mesures la sécurité incendie, Interdiction de fumer.
En cas de fuite ou de déversement : Retirer les flammes nues. Éliminer la fuite. Utiliser de l'eau atomisée pour précipiter les gaz. Avertir les autorités locales du danger d'empoisonnement. Évacuer les personnes de la zone exposée au danger de contamination par des gaz toxiques. Ne pas laisser la substance pénétrer dans les plans d'eau, les tunnels, les sous-sols, les égouts.
En cas d'incendie : retirer de la zone d'incendie s'il ne présente pas de danger et laisser brûler. Ne vous approchez pas des récipients en feu. Refroidir les récipients avec de l'eau le plus loin possible. Extinction par pulvérisation d'eau, mousse air-mécanique à une distance maximale.
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Le composé hydrogène volatil caractéristique de l'azote est l'ammoniac. En importance dans l'industrie chimique inorganique et chimie inorganique l'ammoniac est le composé hydrogène le plus important de l'azote. À sa manière nature chimique c'est du nitrure d'hydrogène H 3 N. Dans structure chimique Les orbitales hybrides d'ammoniac sp 3 de l'atome d'azote forment trois liaisons σ avec trois atomes d'hydrogène, qui occupent trois sommets d'un tétraèdre légèrement déformé.
Le quatrième sommet du tétraèdre est occupé par la seule paire d'électrons de l'azote, qui assure l'insaturation chimique et la réactivité des molécules d'ammoniac, ainsi qu'un grand moment électrique du dipôle.
Dans des conditions normales, l'ammoniac est un gaz incolore avec une odeur piquante. Il est toxique : il irrite les muqueuses et l'intoxication aiguë provoque des lésions oculaires et une pneumonie. En raison de la polarité des molécules et de la constante diélectrique assez élevée, l'ammoniac liquide est un bon solvant. Les métaux alcalins et alcalino-terreux, le soufre, le phosphore, l'iode, de nombreux sels et acides se dissolvent bien dans l'ammoniac liquide. En termes de solubilité dans l'eau, l'ammoniac est supérieur à tout autre gaz. Cette solution est appelée eau ammoniacale, ou ammoniaque. L'excellente solubilité de l'ammoniac dans l'eau est due à la formation de liaisons hydrogène intermoléculaires.
L'ammoniac a les principales propriétés:
Interaction de l'ammoniac avec l'eau :
NH 3 +HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + +OH -
Interaction avec les halogénures d'hydrogène :
NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl
Interaction avec les acides (en conséquence, des sels moyens et acides se forment):
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 3 PO 4 phosphate d'ammonium
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) 2 HPO 4 hydrogénophosphate d'ammonium
NH 3 + H 3 PO 4 → (NH 4) H 2 PO 4 dihydrogénophosphate d'ammonium
L'ammoniac interagit avec les sels de certains métaux pour former des composés complexes - ammoniates :
CuSO 4 + 4NH 3 → SO 4 sulfate de cuivre tétraammine (II)
AgCl+ 2NH 3 → Cl chlorure d'argent diamamine (je)
Toutes les réactions ci-dessus sont des réactions d'addition.
Propriétés redox :
Dans la molécule d'ammoniac NH 3, l'azote a un état d'oxydation de -3, par conséquent, dans les réactions redox, il ne peut donner que des électrons et n'est qu'un agent réducteur.
L'ammoniac restitue certains métaux à partir de leurs oxydes :
2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O
L'ammoniac en présence d'un catalyseur est oxydé en monoxyde d'azote NO :
4NH3 + 5O2 → 4NO+ 6H2O
L'ammoniac est oxydé par l'oxygène sans catalyseur en azote :
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O
21. Composés hydrogènes d'halogènes. 22. Acides halohydriques.
Les halogénures d'hydrogène sont des gaz incolores à odeur piquante, facilement solubles dans l'eau.Le fluorure d'hydrogène est miscible à l'eau dans n'importe quel rapport. La grande solubilité de ces composés dans l'eau permet d'obtenir des solutions concentrées.
Lorsqu'ils sont dissous dans l'eau, les halogénures d'hydrogène se dissocient sous forme d'acides. HF fait référence à des composés faiblement dissociés, ce qui s'explique par la force particulière de la liaison. Les solutions restantes d'halogénures d'hydrogène font partie des acides forts. HF - acide fluorhydrique (fluorhydrique) HCl - acide chlorhydrique (chlorhydrique) HBr - acide bromhydrique HI - acide iodhydrique
La force des acides de la série HF - HCl - HBr - HI augmente, ce qui s'explique par une diminution dans le même sens de l'énergie de liaison et une augmentation de la distance internucléaire. HI est le plus fort des acides halohydriques.
La polarisabilité augmente du fait que l'eau polarise davantage la liaison, dont la longueur est plus longue. Les sels d'acides halohydriques sont respectivement nommés fluorures, chlorures, bromures, iodures.
Propriétés chimiques des acides halohydriques
Sous forme sèche, les halogénures d'hydrogène n'agissent pas sur la plupart des métaux.
1. Les solutions aqueuses d'halogénures d'hydrogène ont les propriétés des acides sans oxygène. Interagir vigoureusement avec de nombreux métaux, leurs oxydes et hydroxydes ; les métaux qui sont dans la série électrochimique des tensions des métaux après l'hydrogène ne sont pas affectés. Interagir avec certains sels et gaz.
L'acide fluorhydrique détruit le verre et les silicates :
SiO2+4HF=SiF4+2Н2O
Par conséquent, il ne peut pas être stocké dans de la verrerie.
2. Dans les réactions redox, les acides halohydriques se comportent comme des agents réducteurs et l'activité réductrice dans les séries Cl-, Br-, I- augmente.
Reçu
Le fluorure d'hydrogène est produit par l'action de l'acide sulfurique concentré sur le spath fluor :
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
Le chlorure d'hydrogène est obtenu par interaction directe de l'hydrogène avec le chlore :
C'est une manière synthétique d'obtenir.
La méthode au sulfate est basée sur la réaction de l'acide sulfurique concentré avec du NaCl.
Avec un léger chauffage, la réaction se poursuit avec la formation de HCl et de NaHSO4.
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
À une température plus élevée, la deuxième étape de la réaction se déroule :
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
Mais HBr et HI ne peuvent pas être obtenus de la même manière, car leurs composés avec des métaux, lorsqu'ils interagissent avec de l'acide sulfurique concentré, sont oxydés, tk. I- et Br- sont des agents réducteurs puissants.
2NaBr-1+2H2S+6O4(c)=Br02+S+4O2+Na2SO4+2H2O
Le bromure d'hydrogène et l'iodure d'hydrogène sont obtenus par hydrolyse de PBr3 et PI3 : PBr3+3Н2O=3HBr+Н3PO3 PI3+3Н2О=3HI+Н3РO3
L'ammoniac (NH 3) est l'un des plus courants produits chimiques industriels, utilisé dans l'industrie et le commerce.
L'ammoniaque, pourquoi notre corps en a-t-il besoin ? Il s'avère qu'il se forme constamment dans tous les organes et tissus et qu'il est une substance indispensable dans de nombreux processus biologiques, sert de précurseur pour la formation d'acides aminés et la synthèse de nucléotides. Dans la nature, l'ammoniac se forme lors de la décomposition de composés organiques contenant de l'azote.
Propriétés chimiques et physiques de l'ammoniac
- À température ambiante l'ammoniac est un gaz incolore irritant à l'odeur piquante et suffocante;
- sous sa forme pure est connu sous le nom d'ammoniac anhydre;
- hygroscopique (absorbe facilement l'humidité);
- a des propriétés alcalines, la caustique se dissout facilement dans l'eau;
- se comprime facilement et forme un liquide clair sous pression.
Où est utilisé l'ammoniac ?
Environ 80 % de l'ammoniac est utilisé pour fabriquer des produits industriels.
L'ammoniac est utilisé en agriculture comme engrais.
Présent dans les unités de réfrigération pour la purification de la composition de l'eau.
Il est utilisé dans la production de plastiques, d'explosifs, de textiles, de pesticides, de colorants et d'autres produits chimiques.
On le retrouve dans de nombreuses solutions de nettoyage domestique et industriel. produits menagers contenant de l'ammoniac sont fabriqués avec l'ajout de 5 à 10% d'ammoniac, la concentration d'ammoniac dans les solutions industrielles est plus élevée - 25%, ce qui les rend plus caustiques.
Comment l'ammoniac affecte-t-il le corps humain?
La plupart des gens entrent en contact avec l'ammoniac, l'inhalant comme un gaz ou évaporation. Comme l'ammoniac existe dans la nature et se trouve dans les détergents, ils peuvent en être des sources.
L'utilisation généralisée de l'ammoniac dans les zones agricoles et industrielles signifie également que des niveaux croissants d'ammoniac dans l'air peuvent se produire lors de rejets accidentels ou d'attaques terroristes délibérées.
L'ammoniac gazeux anhydre est plus léger que l'air et monte donc haut, de sorte qu'il se dissipe généralement et ne s'accumule pas dans les basses terres. Cependant, en présence d'humidité (augmentation de l'humidité relative), l'ammoniac anhydre liquéfié forme des vapeurs plus lourdes que l'air. Ces vapeurs peuvent être transportées sur la surface de la terre ou sur les basses terres.
Comment fonctionne l'ammoniaque ?
L'ammoniac commence à interagir immédiatement après le contact avec l'humidité à la surface de la peau, des yeux, de la bouche, des voies respiratoires et des surfaces partiellement muqueuses et forme une substance très caustique. l'hydroxyde d'ammonium . L'hydroxyde d'ammonium provoque nécrose tissulaire en raison de la perturbation des membranes cellulaires, entraînant la destruction des cellules. Une fois que les protéines et les cellules se décomposent, l'eau est extraite dans une réponse inflammatoire, entraînant d'autres dommages.
Quels sont les symptômes d'une intoxication à l'ammoniac ?
Haleine. L'odeur d'ammoniac dans le nez est irritante et âcre. L'exposition à de fortes concentrations d'ammoniac dans l'air entraîne une sensation de brûlure dans le nez, la gorge et les voies respiratoires. Cela peut entraîner un œdème bronchiolaire et alvéolaire et une atteinte des voies respiratoires due à une insuffisance respiratoire. L'inhalation de faibles concentrations peut provoquer une toux et une irritation du nez et de la gorge. L'odeur d'ammoniac est un avertissement précoce de sa présence, mais l'ammoniac entraîne également un affaiblissement de l'odorat, ce qui réduit la capacité de le remarquer dans l'air à de faibles concentrations.
Les enfants exposés à la même quantité d'ammoniac que les adultes reçoivent une dose plus importante car leurs poumons ont une surface beaucoup plus grande par rapport à leur corps. De plus, ils peuvent être plus exposés à l'ammoniac en raison de leur petite taille - ils sont plus proches du sol, où la concentration de vapeur est plus élevée.
Contact avec la peau ou les yeux. Le contact avec de faibles concentrations d'ammoniac dans l'air ou les liquides peut provoquer une irritation rapide des yeux ou de la peau. Des concentrations plus élevées d'ammoniac peuvent causer des blessures graves et brûlures . Contact avec des liquides concentrés d'ammoniac tels que des détergents, peut causer dommages causés par la corrosion, y compris les brûlures de la peau, les lésions oculaires ou la cécité . Le plus haut degré de dommage à l'œil peut ne pas être visible avant une semaine après le contact. Le contact avec l'ammoniac liquéfié peut également causer gelure .
Ingestion avec de la nourriture. Obtenir des concentrations élevées d'ammoniac en avalant une solution d'ammoniac peut causer des dommages à la bouche, à la gorge et à l'estomac.
Les réactifs chimiques, l'équipement et les appareils de laboratoire sont les principaux composants de tout laboratoire. Indépendamment de l'importance des propriétés et des effets, les produits chimiques ont toujours été et seront la base de toutes les recherches, expériences ou expérimentations en laboratoire. Leur grand nombre donne un vaste champ d'activité à de nombreux chimistes et pharmacologues. Lorsqu'ils sont combinés, ils peuvent se transformer en substances à la fois inoffensives et toxiques pouvant causer de graves dommages. Bien que des réactifs chimiques tels que l'iode cristallin, l'acide nitrique, l'ammoniac aqueux soient dangereux, leur utilisation dans la pratique de laboratoire revêt une importance particulière.
Définition
(en langues hébraïques - "ammoniac") est un gaz incolore dont l'odeur est familière à tout le monde, même à ceux qui sont très éloignés de la chimie. Il est extrêmement pointu, spécifique, rappelant l'odeur de l'ammoniac, qui peut provoquer des larmoiements. L'ammoniac est très toxique, deux fois plus léger que l'air, dont le mélange est explosif. Se mélange bien avec l'alcool et quelques autres solvants organiques dans toutes les proportions. A une température de 10 °C, il se condense en un liquide bouillant à 33,7 °C. Ce réactif chimique est facilement soluble dans l'eau avec un dégagement de chaleur actif. Cette solution est appelée eau ammoniacale ou eau ammoniacale. DANS Industrie alimentaire- comme additif E527.
La solution d'ammoniaque n'est pas compatible avec :
- acides organiques;
- les sels de métaux valents ;
- amidon;
- sels de mercure ;
- iode, etc.
Histoire de la découverte de l'ammoniac
Traduit du grec, cela signifie sel d'ammon, comme on appelait l'ammoniaque dans les temps anciens. L'ammoniac a été découvert par le chimiste britannique D. Priestley, connu comme le découvreur de l'oxygène et du dioxyde de carbone. C'est lui qui a appelé ce gaz "air alcalin ou alcali volatil", car une solution aqueuse d'ammoniac avait toutes les propriétés et les signes de l'alcali. Grâce au chimiste français Berthollet, il a reçu le terme officiel "ammoniac". Cette définition est utilisée dans de nombreuses langues d'Europe occidentale.
Décapant d'ammoniaque
La tâche principale de cet équipement de laboratoire est la distillation et l'extraction de l'ammoniac avec de la vapeur d'eau, la mesure de la fraction massique de protéines dans le lait pasteurisé, stérilisé ou cru, les boissons lactées fermentées. 
Cet appareil se compose de :
- fiole conique;
- entonnoirs goutte à goutte avec robinet;
- un adaptateur en verre de laboratoire ;
- flacon en verre Kjeldahl ;
- Tubes de raccordement et en caoutchouc en forme de T, incurvés ;
- entonnoir de séparation;
- refroidisseur à billes ;
- attrape-gouttes ;
- parties en verre (connectées avec des tubes en caoutchouc).
Application d'ammoniac
Au cours des dernières décennies, la production d'ammoniac sur le marché mondial a été l'une des principales places, s'élevant à environ 100 millions de tonnes.Il peut être produit à la fois sous forme liquide et sous forme d'eau ammoniacale. Son champ d'application est très étendu, mais il couvre principalement l'industrie et la médecine.
1. Industrie :
- obtenir de l'acide nitrique pour la production d'engrais artificiels ;
- production de sels d'ammonium, d'urotropine, d'urée ;
- pour la neutralisation des déchets acides ;
- utilisation comme réfrigérant bon marché dans la production de réfrigérateurs ;
- recevoir fibres synthétiques(nylon, capron);
- lors du nettoyage et de la teinture de la laine, de la soie et du coton.
2. Médecine. En raison de son action irritante, l'ammoniac sous forme de solution aqueuse 
solution (ammoniaque) est répandue à la fois dans établissements médicaux, et dans la vie de tous les jours : il irrite les muqueuses des voies respiratoires supérieures, ce qui aide à sortir une personne d'un état d'évanouissement, en stimulant son centre respiratoire. Cependant, s'il est inhalé, l'ammoniac peut provoquer un larmoiement important, de la toux, une perte de vision, des rougeurs et des démangeaisons cutanées, des douleurs oculaires et parfois des lésions oculaires. système nerveux et œdème pulmonaire.
En pratique chirurgicale, la solution est utilisée comme désinfectant. De plus, des lotions avec une solution d'ammoniac sont utilisées pour neutraliser les toxines des piqûres d'insectes et de serpents.
Des mesures de précaution
L'ammoniac est un gaz toxique, un poison mortel pour l'homme, par conséquent, son utilisation nécessite des mesures de sécurité particulières. Lors de sa manipulation, comme pour tout autre gaz toxique, pour protéger les organes respiratoires, les muqueuses des yeux et la peau, il est nécessaire d'utiliser un respirateur, des gants en nitrile, des lunettes, une blouse et d'autres produits en caoutchouc pour protéger la peau.
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