Ammoniumchlorid (NH4Cl) Formel, Eigenschaften, Risiken und Nutzen

Die Ammoniumchlorid, auch bekannt als ammoniakalisches Salz, ist ein anorganisches Salz, das im Urin gefunden wird, dessen Formel NH ist₄Cl. Es ist in mineralogischen Formationen gefunden und in dieser Form wird Ammoniaksalz genannt. Es wurde auch in einigen vulkanischen Schloten und Aschen gefunden.

Es kann durch verschiedene Methoden erhalten werden. Die erste besteht in der Neutralisation mit HCl des ammoniakalischen Rückstands, der bei der Destillation von Kohle entsteht: NH₃ + HCl → NH₄Cl.

Die zweite Strategie ist durch den Solvay-Prozess, um Natriumcarbonat (oder Bicarbonat) zu erhalten, und wo Ammoniumchlorid als Nebenprodukt produziert wird:

NH₃ + CO₂ + NaCl + H₂O → NH₄Cl + NaHCO₃

Bei dem Solvay-Verfahren wird Natriumbicarbonat durch Filtration gewonnen, und dann kristallisiert das Ammoniumchlorid, das in Lösung verbleibt (Ammonium Chlorid Formula, S.F.).

Mehr als 230.000 Tonnen Ammoniumchlorid werden jährlich in Japan produziert, wo es hauptsächlich für Düngemittel im Reisanbau verwendet wird.

Geruchsloses Salz hat jedoch viele andere Anwendungen, die die Verwendung bei der Herstellung von Körperreinigungsprodukten, Pyrotechnik, als Komponente in der metallurgischen Industrie, in der Medizin, als Geschmacksstoff in der Lebensmittelindustrie und als Elektrolyt in Zinkbatterien umfassen. -Kohlenstoff (The Chemical Company, 2016).

Index

• 1 Physikalische und chemische Eigenschaften
• 2 Reaktivität und Gefahren
• 3 Verwendet
  • 3.1 1- Medizin
  • 3.2 2- Dünger
  • 3.3 3- Metallurgie
  • 3.4 4- Batteriekomponenten
  • 3.5 5- Mittagessen
  • 3.6 6- Andere Verwendungen
• 4 Referenzen

Physikalische und chemische Eigenschaften

Ammoniumchlorid sind hygroskopische, feinteilige, geruchlose weiße Partikel (Nationales Zentrum für Biotechnologie-Information., 2017).

Die Verbindung hat eine triklinische Netzwerkstruktur mit einer kubischen Struktur, die in der Mitte zentriert ist. Sein Molekulargewicht beträgt 53.490 g / mol, seine Dichte beträgt 1.5274 g / ml und die Schmelz- und Siedepunkte liegen bei 338 ° C und 520 ° C.

Ammoniumchlorid ist in Wasser löslich und kann 383,0 g Verbindung pro Liter Lösungsmittel lösen. Es ist auch in Ethanol, Methanol und Glycerin löslich und in Aceton leicht löslich. Es ist in organischen Lösungsmitteln wie Ethylacetat unlöslich (Royal Society of Chemistry, 2015).

Ammoniumchlorid kann verschiedene Reaktionen eingehen, die für die chemische und pharmazeutische Industrie von großem Wert sind. Es kann sich bei Erwärmung in Salzsäure und Ammoniak zersetzen:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

Zusätzlich kann es mit Basen wie Natrium- oder Kaliumhydroxid reagieren, um auch Ammoniakgas zu erzeugen:

NH₄Cl + NaOH → NH₃ + NaCl + H₂O

Eine weitere wichtige Reaktion, bei der Ammoniakchlorid verwendet wird, ist die Zersetzung von Carbonaten und Bicarbonaten unter Bildung eines Salzes und Ammoniaks:

2NH₄Cl + Na₂CO₃ → 2 NaCl + CO₂ + H₂O + 2NH₃

Ammoniumchlorid gilt als saures Salz. Die resultierenden Lösungen enthalten moderate Konzentrationen von Hydroniumionen und haben einen pH-Wert unter 7,0. Reagiert als Säuren, um Basen zu neutralisieren.

Im Allgemeinen reagieren sie nicht als Oxidationsmittel oder Reduktionsmittel, aber ein solches Verhalten ist nicht unmöglich. Viele dieser Verbindungen katalysieren organische Reaktionen (Ammoniumchlorid, 2016).

Reaktivität und Gefahren

Ammoniumchlorid ist extrem giftig und giftig. Es schädigt die Organe durch Verschlucken oder langfristige Exposition und ist auch schädlich für die Augen. Es ist nicht brennbar und reagiert nicht mit anderen Chemikalien (Nationales Institut für Arbeitsschutz, 2014).

Bei Kontakt mit den Augen sollten Sie überprüfen, ob Sie Kontaktlinsen tragen und diese sofort entfernen. Die Augen sollten mindestens 15 Minuten mit fließendem Wasser gespült werden, wobei die Augenlider offen bleiben müssen. Sie können kaltes Wasser verwenden. Salbe sollte nicht für die Augen verwendet werden.

Wenn die Chemikalie mit Kleidung in Berührung kommt, entfernen Sie sie so schnell wie möglich und schützen Sie Ihre Hände und Ihren Körper.

Stellen Sie das Opfer unter eine Sicherheitsdusche. Wenn sich die Chemikalie auf der exponierten Haut des Opfers, wie z. B. den Händen, ansammelt, wäscht sie die Haut sanft mit fließendem Wasser und nicht scheuernden Seifen. Sie können kaltes Wasser verwenden. Bei anhaltender Reizung einen Arzt aufsuchen. Kontaminierte Kleidung vor erneutem Tragen waschen.

Wenn der Kontakt mit der Haut ernst ist, sollte er mit einer Desinfektionsseife gewaschen werden und die mit einer antibakteriellen Creme kontaminierte Haut bedecken.

Bei Einatmen sollte das Opfer in einem gut belüfteten Bereich ruhen. Wenn die Inhalation schwer ist, sollte das Opfer so schnell wie möglich in einen sicheren Bereich evakuiert werden. Lockere Kleidung wie Hemdkragen, Gürtel oder Krawatte.

Wenn das Opfer Schwierigkeiten beim Atmen hat, sollte Sauerstoff verabreicht werden. Wenn das Opfer nicht atmet, wird eine Mund-zu-Mund-Beatmung durchgeführt. Berücksichtigen Sie immer, dass es für die Person, die Hilfe leistet, gefährlich sein kann, eine Mund-zu-Mund-Beatmung durchzuführen, wenn das inhalierte Material toxisch, infektiös oder ätzend ist.

Nach Verschlucken kein Erbrechen herbeiführen.Lockere Kleidung wie Hemdkragen, Gürtel oder Krawatten. Wenn das Opfer nicht atmet, führen Sie eine Mund-zu-Mund-Beatmung durch.

In allen Fällen ist sofortige ärztliche Hilfe erforderlich (Sicherheitsdatenblatt Ammoniumchlorid, 2013).

Verwendet

1- Medizin

Ammoniumchlorid hat eine sehr wichtige biochemische Funktion: Es hält den physiologischen pH-Wert aufrecht.

Als saures Salz kann es helfen, Situationen zu korrigieren, in denen die Plasmakonzentration von Chloridionen niedrig ist oder in Fällen von Blutalkalose (hoher Blut-pH-Wert). Dies kann nach Erbrechen, Absaugen (Entfernen) von Mageninhalt, Einnahme von Diuretika (Wasser oder Flüssigkeitspillen) oder bei bestimmten Magenerkrankungen auftreten.

Ammoniumchlorid verursacht auch die Eliminierung von überschüssigen Salzen und Wasser durch vermehrte Urinbildung und verursacht eine Azidose im Urin (macht es saurer).

Ammoniumchlorid wurde auch verwendet, um Schwellungen oder Gewichtszunahme zu reduzieren, die vor den Menstruationsperioden auftreten, und als Hilfe bei der Behandlung von Harnwegsinfektionen (University of Utah, 2017).

Es ist ein Bestandteil vieler Erkältungs- und Hustenmittel wegen seiner Wirksamkeit als schleimlösend. In der Tiermedizin wird es zur Vorbeugung von Harnsteinen bei Ziegen, Rindern und Schafen eingesetzt (Encyclopædia Britannica, 2016).

2- Dünger

Ammoniumchlorid wird hauptsächlich als Stickstoffquelle in Düngemitteln (entsprechend 90% der weltweiten Produktion der Verbindung) verwendet, wie Chlorammoniumphosphat, hauptsächlich für Reis und Weizen in Asien.

3- Metallurgie

Ammoniumchlorid wird als Flussmittel bei der Herstellung von Metallen verwendet, die mit Zinn beschichtet, galvanisiert oder geschweißt werden sollen. Es wirkt als Flussmittel, indem es die Oberfläche der Werkstücke durch Reaktion mit den Metalloxiden auf der Oberfläche zu einem flüchtigen Metallchlorid reinigt.

Um dies zu tun, wird es in Blöcken in Baumärkten verkauft, um die Spitze eines Lötkolbens zu reinigen, und kann als Flussmittel in das Lot aufgenommen werden.

4- Batteriekomponente

Ammoniumchlorid, NH₄Cl, ist eine Komponente von Trockenbatterien, Energiespeicher, die elektrische Geräte versorgen. Mit Batterien können Sie Strom verwenden, wenn Sie nicht in der Nähe einer Steckdose oder Steckdose sind.

Es gibt drei Hauptkomponenten für jede Batterie: eine Kathode (die Spitze Ihrer täglichen AA-Batterie, aus der Elektronen fließen), eine Anode (die Unterseite der AA-Batterie, zu der Elektronen fließen) und einen Elektrolyten zu durch die sich Elektronen und Ionen bewegen können.

Wenn Ammoniumchlorid als Elektrolyt in einer Batterie verwendet wird, wird es eine wässrige Paste und wird zwischen der Kathode und der Anode angeordnet.

Die chemischen Reaktionen zwischen den Kathoden der Batterien und den Anoden bewirken, daß die Elektronen durch die Ammoniumchloridpaste von der Kathode weg und zur Anode hin fließen.

Die Elektronen passieren die Metallkontakte im Batteriefach, wodurch die elektrischen Geräte funktionieren (American Chemistry Council, Inc., 2005).

5- Essen

In einigen Ländern wird Ammoniumchlorid unter dem Namen Ammoniumsalz oder umgangssprachlich salmiakki als Lebensmittelzusatzstoff unter der Nummer E E510 verwendet, üblicherweise als Hefernährstoff bei der Herstellung von Brot.

Es ist ein Nahrungsergänzungsmittel für Rinder und ein Bestandteil in Nährmedien für Hefen und viele Mikroorganismen.

Ammoniumchlorid wird verwendet, um dunkle Süßigkeiten, genannt salziges Lakritz (sehr beliebt in den nordischen Ländern) zu würzen, zu backen, um Keksen eine sehr knusprige Textur zu geben, und in Salmiakki Koskenkorva Likör Geschmack.

In Indien und Pakistan heißt es "Noshader" und wird verwendet, um die Frische von Sandwiches wie Samosas und Jalebi zu verbessern.

6- Andere Anwendungen

Ammoniumchlorid kann in Shampoo, Haarfärbemitteln und Bleichmitteln, Körperwaschmitteln und Reinigungsmitteln, Gesichtsreinigungsmitteln, Spülung, Spülmitteln sowie in Badeölen und Salzen gefunden werden.

Ammoniumchlorid wird auch beim Ätzen bei der Herstellung von gedruckten Schaltungen, wie einem Feuerlöscher, verwendet. Es ist auch eine Zutat in Feuerwerkskörpern, Sprengstoffen und Streichhölzer und als Härter in Klebstoffen auf Formaldehydbasis.

Referenzen

1. American Chemistry Council, Inc. (2005, Mai). Ammoniumchlorid: Unterstützung bei der Bereitstellung von Elektrizität. Wiederhergestellt von americanchemistry: americanchemistry.com.
2. Ammoniumchlorid. (2016). Von CAMEO Chemicals bezogen: cameochemicals.noa.gov.
3. Ammoniumchlorid-Formel. (S.F.) Von softschools: softschools.com.
4. EMBL-EBI (2016, 29. Februar). Ammoniumchlorid. Wiederhergestellt von ChEBI: ebi.ac.uk.
5. Encyclopædia Britannica. (2016, 13. April). Ammoniumchlorid (NH4Cl). Von Encyclopædia Britannica: britannica.com.
6. Sicherheitsdatenblatt Ammoniumchlorid. (2013, 21. Mai). Wiederhergestelltes desciencelab: sciencylab.com.
7. Nationales Zentrum für Biotechnologie Information. (2017, 22. April). PubChem Compound-Datenbank; CID = 25517. Von PubChem abgerufen: publem.ncbi.nlm.nih.gov.
8. Royal Society of Chemistry. (2015). Ammoniumchlorid. Von chemespider: chemspider.com.
9. Die chemische Gesellschaft. (2016). Ammoniumchlorid. Wiederhergestellt von derchemco: thechemco.com.
10. Das Nationale Institut für Arbeitssicherheit und Gesundheit. (2014, 1. Juli). AMMONIUMCHLORID. Von cdc.gov abgerufen.
11. Universität von Utah (2017). Ammoniumchlorid enterisch überzogene Tabletten. RRecuperado dehealthcare.utah.edu.