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Referate und Hausarbeiten : Chemie

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Herstellung von Ammoniak

Wirtschaftliche Bedeutung von Ammoniak:
Ab 1830 erkannte man in zunehmendem Maß die Bedeutung der mineralischen Stickstoffdüngung für die Erhöhung der Ernteerträge und damit für die Ernährung einer stark wachsenden Bevölkerung.
Stickstoffmineralien sind relativ selten und der Stickstoff der Luft ist für die meisten Pflanzen nicht verwertbar, also war man bestrebt, den Stickstoff der Luft in eine für die Pflanzen verwertbare Form zu überführen. Die technisch beste Lösung ist heute noch immer die Umsetzung von Stickstoff und Wasserstoff zu Ammoniak.
Fritz Haber gelang 1909 die Synthese im Labor, Carl Bosch übertrug die Synthese in die Technik.

Chemisch-physikalische Grundlagen:
Die Ammoniak Synthese ist eine katalytische Redoxreaktion, bei der sich ein chemisches Gleichgewicht einstellt, dessen Lage von Temperatur und Druck abhängt.

N² + 3 H² = 2 NH³ + 29 kJ



Ammoniak NH3




T
giftig
N
umweltgefährlich

farbloses, stechend riechendes Gas

Vorkommen: im Harn als Abbauprodukt des Stoffwechsels
MAK: 50 ml/m3

MG: 17,03 g/mol
Dichte: 0,771 g/l (NH3 : Luft = 0,5967)
Schmelztemperatur: -78 °C
Siedetemperatur: -33 °C
Wasserlöslichkeit (alkalisch):
bei 20 °C 520 l/l
Explosionsgrenze: 15,5-28 Vol. -% (Luft)


Wirkung auf den menschlichen Körper:
Das Einatmen der Dämpfe reizt und verätzt die Schleimhäute und die Augen. Durch das kurzzeitige Einatmen kann es zu Entzündungen in den Atemwegen kommen. Eine Konzentration von 1,5 bis 2,5g/m3 Ammoniak in der Atemluft wirken nach 30 bis 60 Minuten tödlich. Als Gegenmaßnahme wird völlige Ruhigstellung und das Einatmen von Essigdämpfen empfohlen. Die Aufnahme von Ammoniaklösung in den Magen verursacht Magenblutungen und Kreislaufkollaps. 3-5ml konzentrierte Ammoniaklösung sollen tödlich wirken. Zur Neutralisation im Magen eignet sich Essig- oder Zitronensäure.


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