Большинство солей аммония – бесцветные твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По своему строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия или калия, поскольку ионы Na + , K + и NH 4 + имеют близкие размеры.

Химические свойства солей аммония

Водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, поэтому соли аммония гидролизуются в растворах. Растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию. Гидролиз иона аммония протекает следующим образом:

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +

NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 + H 3 O +

Присутствие соли аммония в растворе можно обнаружить, нагревая соответствующий раствор, при этом происходит разложение соли – аммиак улетучивается, в чем можно убедиться по характерному резкому запаху.

Термическое разложение солей может протекать двояко – обратимо или необратимо. Соли аммония, анион которых не является окислителем или проявляет слабые окислительные свойства, распадаются обратимо. Например:

NH 4 Cl↔NH 3 + HCl

Соли аммония, анион которых проявляет более резко выраженные окислительные свойства, распадаются необратимо: протекает ОВР, в ходе которой ион аммония окисляется, а анион восстанавливается. Например:

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2 H 2 O

Взаимодействие солей аммония с кислотами и другими солями протекает по обменному механизму. Например:

(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl → 2NH 4 Cl + Н 2 O + CO 2

2NH 4 + + CO 3 2− + 2H + + 2Cl − → 2NH 4 + + 2Cl − + Н 2 O + CO 2

CO 3 2− + 2H + → Н 2 O + CO 2

(NH 4) 2 SO 4 + Ba(NO 3) 2 → BaSO 4 ↓ + 2NH 4 NO 3

2NH 4 + + SO 4 2− + Ba 2+ + 2NO 3 − → BaSO 4 ↓ + 2NH 4 + + 2NO 3 −

Ba 2+ + SO 4 2− → BaSO 4 ↓

Качественной реакцией на ион аммония является реакция взаимодействия солей аммония со щелочами при нагревании, в результате чего происходит выделение аммиака, что определяют по характерному резкому запаху (запах «нашатырного спирта»):

NH 4 Cl + NaOH → NaCl + NH 3 + Н 2 O

Важнейшие представители

К важнейшим представителям солей аммония относятся сульфат, нитрат и хлорид аммония.

Сульфат аммония ((NH 4) 2 SO 4) — бесцветные прозрачные кристаллы (или белый порошок) без запаха. Его получают путем действия серной кислоты на раствор аммиака и по обменной реакции между другими солями:

Сульфат аммония нашел широкое применение в качестве минерального удобрения, используется в производстве вискозы, в пищевой промышленности и т.д.

Нитрат аммония (NH 4 NO 3) – кристаллическое вещество белого цвета. В промышленных масштабах нитрат аммония получают действие концентрированной азотной кислоты на безводный аммиак:

NH 3 + HNO 3 = NH 4 NO 3

Нитрат аммония применяют в качестве минерального удобрения – содержание азота в нем выше, чем в других используемых удобрениях. Он образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы), поэтому его используют для взрывных работ.

Хлорид аммония (нашатырь) (NH 4 Cl) представляет собой белый кристаллический порошок без запаха. Основной промышленный способ получения хлорида аммония — упаривание маточного раствора, остающегося после отделения гидрокарбоната натрия после реакции, в которой углекислый газ пропускают через раствор аммиака и хлорида натрия:

NH 3 + H 2 O + CO 2 + NaCl = NaHCO 3 + NH 4 Cl

Хлорид аммония используется в красильном деле, в ситцепечатании, при паянии и лужении, а также, в гальванических элементах.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	Определите количество вещества, объем (н.у.) и массу аммиака, необходимого для получения 250 г сульфата аммония, используемого в качестве удобрения.
Решение	Запишем уравнение реакции: 2NH 3 + H 2 SO 4 = (NH 4) 2 SO 4

Соли аммония

К атион аммония NH4+ играет роль катиона металла и он образует с кислотными остатками соли: NH4NO3 — нитрат аммония, или аммиачная селитра, (NН4)2SO4 — сульфат аммония и т. д.

Все соли аммония — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По ряду свойств они похожи на соли щелочных металлов, и в первую очередь на соли калия, так как радиусы ионов К+ и NН+ приблизительно равны.

Соли аммония получают взаимодействием аммиака или его водного раствора с кислотами.

Они обладают всеми свойствами солей, обусловленными наличием кислотных остатков. Например, хлорид или сульфат аммония реагирует соответственно с нитратом серебра или хлоридом бария, образуя при этом характерные осадки. Карбонат аммония взаимодействует с кислотами, так как в результате реакции образуется углекислый газ .

Кроме того, ион аммония обусловливает другое, общее для всех солей аммония, свойство: его соли реагируют со щелочами при нагревании с выделением аммиака.

Эта реакция является качественной реакцией на соли аммония, так как образующийся аммиак легко обнаруживается (как именно?).

Третья группа свойств солей аммония — это их способность разлагаться при нагревании с выделением газообразного аммиака, например:

NH4Сl = NH3 + НСl

В этой реакции образуется также газообразный хлороводород, который улетучивается вместе с аммиаком, а при охлаждении вновь соединяется с ним, образуя соль, т. е. при нагревании в пробирке сухой хлорид аммония как бы возгоняется, но на верхних холодных стенках пробирки снова появляются белые кристаллики NН4Сl (рис. 32).

Основные области применения солей аммония были показаны ранее, на рисунке 31. Здесь обратим ваше внимание на то, что почти все соли аммония используют в качестве азотных удобрений. Как вы знаете, растения способны усваивать азот только в связанном виде, т. е. в виде ионов NН4 или N03. Замечательный русский агрохимик Д. Н. Прянишников выяснил, что если у растения есть выбор, то оно предпочитает катион аммония нитрат-аниону, поэтому использование солей аммония в качестве азотных удобрений особенно эффективно. Очень ценным азотным удобрением является нитрат аммония NH4NO3.

Отметим другие области применения некоторых солей аммония.

Хлорид аммония NН4Сl используют при паянии, так как он очищает поверхность металла от оксидной пленки и к ней хорошо пристает припой.

Гидрокарбонат аммония NН4NС03 и карбонат аммония (NH4)2С03 применяют в кондитерском деле, так как они легко разлагаются при нагревании и образуют газы, разрыхляющие тесто и делающие его пышным, например:

NH4НС03 = NH3 + Н20 + CO2

Нитрат аммония NН4NO3 в смеси с порошками алюминия и угля используют в качестве взрывчатого вещества — аммонала, который широко применяется при разработке горных пород.

Селитра – природные нитраты – была известна в Китае в первые века нашей эры; ее использовали для приготовления пороха и проведения фейерверков. Позже она упоминается в трудах (латинские названия – nitro или sal nitri). Нагревая селитру с железным купоросом, алхимики получали , которая длительное время называлась по-латыни aqua fortis («крепкая вода»; в русских текстах обычно встречается термин «крепкая водка »).

Чистую азотную кислоту впервые получил немецкий химик Иоганн Рудольф Глаубер действуя на селитру купоросным маслом (концентрированной ):

KNO 3 + H 2 SO 4 = KHSO 4 + HNO 3

Пустыня Атакама. Место добычи чилийской селитры

Он же обнаружил, что при взаимодействии азотной кислоты с поташом K 2 CO 3 образуется чистая калийная селитра . Это открытие имело большое практическое значение, ведь раньше селитру, необходимую для производства пороха, ввозили в Европу из стран Востока, а также выделяли из соляного налёта на стенах конюшен или из селитряных ям, где она образовывалась под действием микроорганизмов как конечный продукт окисления азотсодержащих органических соединений.

При прокаливании смеси селитры NaNO 3 ,железного купороса FeSO 4 ∙7H 2 O, алюмокалиевых квасцов KAl(SO 4) 2 ∙12H 2 O и нашатыря NH 4 Cl алхимикам удалось получить жидкость, растворявшую даже «царя металлов» — . Поэтому ее и назвали aqua regia, что значит «царская вода » или «царская водка ». Царская водка – жидкость жёлтого цвета, образующаяся при смешении трёх объёмов и одного объёма азотной . В царской водке без труда растворяется даже платина.

Азот независимо друг от друга открыли в конце XVIII в. несколько учёных. Английский исследователь Генри Кавендиш получил «мефитический воздух» (так он назвал азот), многократно пропуская воздух над раскаленным углем (тем самым удаляя кислород), а потом через раствор для поглощения образовавшегося .

Генри Кавендиш

Соотечественник Кавендиша Джозеф Пристли описал образование газа, не поддерживающего горение и дыхание, — «флогистированного воздуха», — наблюдая за горением свечи в закрытом сосуде.

Наконец, ещё один английский учёный, Даниэль Резерфорд , также получил азот из воздуха. В отличие от Кавендиша и Пристли, он сразу же, 1772 г., опубликовал работу, где описал получение и свойства выделенного им «удушливого воздуха». Поэтому именно Резерфорд считается первооткрывателем азота.

В природе наибольшее количество азота находится в несвязанном виде в воздухе. Основной состав атмосферного воздуха определил А.Л.Лавуазье, по предложению которого новый элемент и назвали азотом. Название это составлено из греческого слова «зое» («жизнь») и приставки «а»- («не-») и означает «безжизненный», «не дающий жизнь». Латинское низвание азота – Nitrogenium – переводится как «образующий селитру».

Редко встречаются минералы, которые содержат азот, например чилийская селитра NaNO 3 , залежи которой тянутся вдоль побережья Чили и Перу на расстояние свыше 3600 км. В конце XIX в. добыча ее составляла примерно 0,5 тонн в год. Не случайно у предпринимателей и ученых возникали опасения в том, что скоро ее запасы иссякнут. Это и подтолкнуло химиков к разработке технологий по связыванию азота воздуха.

В промышленности азот получают из жидкого воздуха. Для этого воздух переводят в жидкое состояние, и при температуре – 196 0 С азот испаряется.

В лаборатории азот получают разложением нитрита аммония NH 4 NO 2 при нагревании:

NH 4 NO 2 = N 2 + H 2 O

Физические свойства

Жидкий азот

Азот – газ без цвета, вкуса и запаха (t пл = -210 0 С, t кип = -196 0 С), мало растворимый в воде. Свободный азот химически инертен из-за высокой прочности молекулы N 2 , в которой атомы связаны тройной связью. Поэтому азот с трудом вступает в химические реакции, не поддерживает горение и дыхание.

Характерные степени окисления:

— 3 0 +1 +2 +3 +4 +5

NH 3 N 2 N 2 O NO N 2 O 3 NO 2 N 2 O 5

Химические свойства

В химических реакциях азот может быть как окислителем, так и восстановителем.

Азот взаимодействует как окислитель :

N 2 + 3Ca = Ca 3 N 2

Азот взаимодействует как восстановитель :

N 2 + F 2 = 2NF 3

Применение

Азот является исходным сырьем для получения аммиака, .

Аммиак

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. В одном литре воды при температуре 20 0 С растворяется 700 л аммиака. Этот раствор называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства

Кислотно-основные свойства

Атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может участвовать в образовании донорно-акцепторной связи. В частности, атом азота в NH 3 способен присоединять ион водорода Н + . Вещества, молекулы которых способны присоединять ионы водорода, обладают основными свойствами. Следовательно, аммиак обладает основными свойствами:

• взаимодействие аммиака с водой:

NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH —

• взаимодействие с галогеноводородами:

NH 3 + HCl ⇄ NH 4 Cl

• взаимодействие с (в результате образуются средние и кислые соли):

NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 3 PO 4 ; (NH 4) 2 HPO 4 ; (NH 4)H 2 PO 4

• аммиак взаимодействует с некоторых металлов с образованием комплексных соединений – аммиакатов:

CuSO 4 + 4NH 3 = SO 4 Сульфат тетрааммин меди (II)

AgCl + 2NH 3 = Cl Хлорид диамин серебра (I)

Окислительно – восстановительные свойства

В молекуле аммиака азот имеет степень окисления – 3, поэтому в окислительно – восстановительных реакциях он может только отдавать электроны и является только восстановителем.

• аммиак восстанавливает некоторые из их :

2NH 3 + 3CuO = N 2 + 3Cu + 3H 2 O

• аммиак окисляется без катализатора до азота:

4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O

• аммиак в присутствии катализатора окисляется до монооксида азота NO:

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

Соли аммония

Хлорид аммония

При взаимодействии аммиака или гидроксида аммония с образуются соли аммония :

Все соли аммония хорошо растворимы в воде. Соли аммония имеют . К особым свойствам солей аммония относятся реакции их термического разложения, которые протекают по-разному, в зависимости от характера аниона, например:

(NH 4) 2 SO 4 = NH 3 + NH 4 HSO 4

NH 4 NO 3 = N 2 O + 2H 2 O

NH 4 Cl = NH 3 + HCl

Реакция взаимодействия солей аммония со является качественной реакцией на катион аммония NH 4 + :

NH 4 Cl + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

NH 4 + + OH — = NH 3 + H 2 O

Выделяющийся аммиак определяют по запаху или по посинению влажной лакмусовой бумаги.

Применение аммиака и солей аммония

Скачать рефераты по другим темам можно

Аммоний - одно из многочисленных соединений азота. Его соли обладают рядом интересных свойств и находят практическое применение во многих областях человеческой деятельности. Исследованием свойств этого элемента занимается химия. Соли аммония изучаются в разделе исследования взаимодействий азота с другими химическими элементами.

Что такое аммоний

Чтобы узнать, что такое аммоний, следует более внимательно ознакомиться с принципом соединения азота и атомов углерода. Молекула аммиака записывается в виде NH 3. Атом азота связан своими ковалентными связями с тремя протонами. Вследствие внутренней структуры азота одна связь остается нераспределенной.

Поэтому NH 3 активно вступает в различные ковалентные связи с другими элементами, задействуя нераспределенную электронную пару. Если в соединение вступает ядро водорода, то образуется ион аммония. Схема реакции приведена ниже:

Как можно видеть, в данной реакции молекула аммиака является акцептором одного протона и тем самым ведет себя как основание. Аммоний в свободном виде не существует, так как практически мгновенно распадается на водород и аммиак. Соли аммония получаются в результате взаимодействия этого элемента с другими веществами. Как показывают практические опыты, аммоний вступает в различные соединения с кислотами, нейтрализуя их и образовывая соли аммония. Например, в случае вступления в реакцию с соляной кислотой происходит образование одной из солей этого элемента:

NH 3 + HCl = NH 4 Cl

В результате реакции получается хлорид соли аммония.

Взаимодействие с водой

Аммоний хорошо взаимодействует с водой. В итоге реакции получаются гидраты аммиака усиленной концентрацией ОН - . Химическая запись реакции:

NH 3 + H 2 O → NH 4 + OH -

Поскольку количество ионов гидроксогруппы чрезвычайно велико, то водные растворы аммиака обладают щелочной реакцией. Однако по старой химической привычке водный раствор аммиака записывают, как NH 4 OH. Данное вещество называется гидроксидом аммония, а щелочную реакцию этого соединения рассматривают в виде диссоциации молекул, на которые раскладывается аммиак.

Соли аммония. Свойства и основные характеристики

Большая часть солей NH 4 практически бесцветны и довольно хорошо растворяются в воде. Данное соединение обладает многими свойствами металлов, поэтому и соли аммония ведут себя так же, как и соли различных металлов. Вот несколько примеров такого подобия:

Соли NH 4 являются хорошими электролитами. Они подвергаются гидролизу в различных растворах. Эту реакцию можно проследить на примере диссоциации хлорида аммония:

NH 4 Cl= NH 4 + + HCl -

Подвержены гидролизу. В результате получается реакция соли слабого основания и сильной кислоты :

Имеют ионную кристаллическую решетку, обладают электропроводимостью;

Не выдерживают высоких температур и распадаются на составляющие.

Необратимые и обратимые процессы

Распад солей аммония под воздействием температур может быть необратим, либо же представлять собой обратимый процесс. Если анион соли проявляет несильные свойства окислителя, соли распадается обратимо. Классическим примером такой реакции является хлорид аммония: при повышении температуры реакции он в конце концов распадается на собственные исходные элементы - хлористый водород, а также аммиак. Если стенки сосуда не прогревать, на них появляется налет. Так генерируется хлорид аммония.

Другие соли этого элемента, анион в которых имеет ярко выраженные свойства окислителя, распадаются безвозвратно. Стандартным примером такой реакции может служить распад нитрата аммония, который выглядит следующим образом:

NH 4 NO 3 = N 2 O + H 2 O

Поскольку один из продуктов взаимодействия покидает ее поле, реакция прекращается.

Применение аммиака и солей аммония

Весомая доля аммиака, добываемого промышленным путем, идет на применение его в установках для заморозки и охлаждения. Находят соли аммония применение в повседневной жизни и в медицине. Но подавляющая часть аммиака идет на изготовление азотной кислоты и разнообразных азотсодержащих соединений, прежде всего, различных минеральных удобрений.

Азотистые удобрения

Наиболее известные соли производной азота, применение которых в хозяйственной деятельности крайне важно - это сульфат аммония, нитрат аммония, хлорид аммония. Азот - необходимая составляющая часть белков. Этот элемент является обязательным для существования любого живого организма. Растения извлекают азот из плодородного грунта, где этот элемент находится преимущественно в связанном виде. Обычно азот встречается, как соли аммония и соединения азотной кислоты. Растворяясь во влажной почве, эти неорганические соединения попадают в организмы растений и перерабатываются ими в различные белки и аминокислоты. Животные и люди не могут усваивать азот ни в свободном виде, ни в качестве его простых соединений. Для питания и роста им необходим белок, составной частью которого обязательно является азот. Только при участии растений мы получаем столь необходимый нам элемент для жизни и здоровья.

Почвы в естественной среде содержат незначительное количество азота. После сбора каждого урожая вместе с растениями уносится и то малое количество азота, которое прежде находилось в земле. Чтобы ускорить процесс регенерации почвы, и применяются азотистые удобрения.

Сульфат аммония. Формула этого соединения - (NH4) 2 SO 4. Эта соль аммония служит основой для множества удобрений.

Нитрат аммония. Формула этого вещества - NH 4 NO 3 . Это также известное удобрение, которое хорошо усваивается растениями. Кроме сельскохозяйственного применения, нитрат аммония используется в военной и горнодобывающей отрасли - на его основе изготавливаются взрывчатые смеси (аммоналы), применяемые для подрывных работ.

Нашатырь

Хлорид аммония. Хорошо известен, как нашатырь. Его химическая формула - NH 4 Cl. Это соединение хорошо известно в производстве лакокрасочной продукции, в текстильном деле, используется нашатырь и в гальванических элементах. Хорошо известен хлорид аммония пайщикам и лудильщикам. В своей работе они часто задействуют хлористые соли аммония. Применение этого вещества помогает удалить с поверхности металлов тончайшие оксидные пленки. Прикосновение разогретого металла к нашатырю вызывает соответствующую реакцию оксидов - они либо переходят в хлориды, либо восстанавливаются. Хлориды быстро улетучиваются с поверхности металла. Процесс реакции для меди может быть записан следующим образом:

4CuO + 2 NH 4 Cl = 3Cu + 2CuCl 2 + N 2 +4H 2 O.

Аммиак в жидком виде и крепкие растворы солей аммония также применяются в качестве азотных удобрений - содержание азота в них выше, чем в твердых удобрениях, и усваивается растениями он лучше.

Страница 1

Соли аммония - соли, содержащие положительно заряженый ион аммония NH4+; по строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли калия. Все соли аммония растворимы в воде, полностью диссоциируют в водном растворе. Соли аммония проявляют общие свойства солей. При действии щёлочи выделяется газообразный аммиак. Все соли аммония при нагревании разлагаются. Получают их при взаимодействии NH3 или NH4OH с кислотами.

Применение

Нитрат аммония (аммиачная селитра) NH4NO3 применяют как азотное удобрение и для изготовления взрывчатых веществ - аммонитов;

Сульфат аммония (NH4)2SO4 - как дешёвое азотное удобрение;

Гидрокарбонат аммония NH4HCO3 и карбонат аммония (NH4)2CO3 - в пищевой промышленности при производстве мучных кондитерских изделий в качестве химического разрыхлителя, при крашении тканей, в производстве витаминов, в медицине;

Хлорид аммония (нашатырь) NH4Cl - в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

Химические свойства солей

Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах):

NH4Cl ↔ NH4+ + Cl−

Разложение при нагревании:

а) если кислота летучая

NH4Cl → NH3 + HCl

NH4HCO3 → NH3 + Н2O + CO2

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH4NO3 → N2O + 2Н2O

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3+ 4Н2O

С кислотами (реакция обмена):

(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + Н2O + CO2

2NH4+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2NH4+ + 2Cl− + Н2O + CO2

CO32− + 2H+ → Н2O + CO2

C солями (реакция обмена):

(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3

2NH4+ + SO42− + Ba2+ + 2NO3− → BaSO4 ↓ + 2NH4+ + 2NO3−

Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓

Соли аммония подвергаются гидролизу (как соль слабого основания и сильной кислоты) - среда кислая:

NH4Cl + Н2O ↔ NH4OH + HCl

NH4+ + Н2O ↔ NH4OH + H+

При нагревании со щелочами выделяют аммиак (качественная реакция на ион аммония)

NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + Н2O

Железодефицитная анемия (ЖДА) - гематологический синдром, характеризующийся нарушением синтеза гемоглобина вследствие дефицита железа и проявляющийся анемией и сидеропенией. Основными причинами ЖДА являются кровопотери и недостаток богатой гемом пищи - мяса и рыбы.

Лечение проводится только длительным приёмом препаратов двухвалентного железа внутрь в умеренных дозах, причём существенный прирост гемоглобина, в отличие от улучшения самочувствия, будет не скорым - через 4-6 недель.

Обычно назначается любой препарат двухвалентного железа - чаще это сульфат железа - лучше его пролонгированная лекарственная форма, в средней лечебной дозе на несколько месяцев, затем доза снижается до минимальной ещё на несколько месяцев, а затем (если причина малокровия не устранена), продолжается приём поддерживающей минимальной дозы в течение недели ежемесячно многие годы. Так, эта практика хорошо оправдала себя при лечении тардиферроном женщин с хронической постгеморрагической железодефицитной анемией вследствие многолетней гиперполименорреи - одна таблетка утром и вечером 6 месяцев без перерыва, затем одна таблетка в день ещё 6 месяцев, затем несколько лет каждый день в течение недели в дни месячных. Это дисциплинирует пациенток, не даёт забыть сроки приёма препарата и обеспечивает нагрузку железом при появлении затянутых обильных месячных в период климакса. Бессмысленным анахронизмом является определение уровня гемоглобина до и после месячных.