Väčšina amónnych solí sú bezfarebné kryštalické pevné látky, ktoré sú ľahko rozpustné vo vode. Vo svojej štruktúre, farbe a iných vlastnostiach sú podobné zodpovedajúcim sodným alebo draselným soliam, pretože ióny Na+, K+ a NH4+ majú podobnú veľkosť.
Chemické vlastnosti amónnych solí
Vodný roztok amoniaku je slabá zásada, preto sa amónne soli hydrolyzujú v roztokoch. Roztoky solí tvorené amoniakom a silnými kyselinami majú mierne kyslú reakciu. Hydrolýza amónneho iónu prebieha takto:
NH 4 + + H 2 O ↔ NH 4 OH + H +
NH4 + + H20 ↔ NH3 + H30 +
Prítomnosť amónnej soli v roztoku sa dá zistiť zahriatím zodpovedajúceho roztoku a soľ sa rozkladá - amoniak sa vyparuje, ako je zrejmé z charakteristického štipľavého zápachu.
Tepelný rozklad solí môže prebiehať dvoma spôsobmi – vratným alebo nevratným. Amónne soli, ktorých anión nie je oxidačným činidlom alebo vykazuje slabé oxidačné vlastnosti, sa reverzibilne rozkladajú. Napríklad:
NH4Cl↔NH3 + HCl
Amónne soli, ktorých anión vykazuje výraznejšie oxidačné vlastnosti, sa nevratne rozkladajú: vzniká OVR, pri ktorom dochádza k oxidácii amónneho iónu a redukcii aniónu. Napríklad:
NH4NO3 \u003d N20 + 2 H20
Interakcia amónnych solí s kyselinami a inými soľami prebieha podľa mechanizmu výmeny. Napríklad:
(NH 4) 2 CO 3 + 2HCl → 2NH 4Cl + H20 + CO2
2NH 4 + + CO 3 2- + 2H + + 2Cl - → 2NH4 + + 2Cl - + H20 + CO2
C032- + 2H + -> H20 + C02
(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 ↓
Kvalitatívna reakcia na amónny ión je reakcia interakcie amónnych solí s alkáliami pri zahrievaní, čo vedie k uvoľňovaniu amoniaku, čo je určené charakteristickým štipľavým zápachom (zápach „amoniaka“):
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H20
Kľúčoví predstavitelia
Najvýznamnejšími predstaviteľmi amónnych solí sú síran, dusičnan a chlorid amónny.
Síran amónny ((NH 4) 2 SO 4) - bezfarebné priehľadné kryštály (alebo biely prášok) bez zápachu. Získava sa pôsobením kyseliny sírovej na roztok amoniaku a výmennou reakciou medzi inými soľami:
Síran amónny našiel široké uplatnenie ako minerálne hnojivo, používané pri výrobe viskózy, v potravinárskom priemysle atď.
Dusičnan amónny (NH 4 NO 3) je biela kryštalická látka. V priemyselnom meradle sa dusičnan amónny získava pôsobením koncentrovanej kyseliny dusičnej na bezvodý amoniak:
NH3 + HNO3 \u003d NH4NO3
Dusičnan amónny sa používa ako minerálne hnojivo - obsah dusíka v ňom je vyšší ako v iných používaných hnojivách. S horľavými látkami (amonálmi) tvorí výbušné zmesi, preto sa používa na trhacie práce.
Chlorid amónny (amoniak) (NH 4 Cl) je biely kryštalický prášok bez zápachu. Hlavnou priemyselnou metódou na získanie chloridu amónneho je odparenie matečného lúhu, ktorý zostane po oddelení hydrogénuhličitanu sodného po reakcii, pri ktorej oxid uhličitý prechádza cez roztok amoniaku a chloridu sodného:
NH3 + H20 + CO2 + NaCl \u003d NaHC03 + NH4Cl
Chlorid amónny sa používa pri farbení, kalikotlači, spájkovaní a cínovaní a tiež v galvanických článkoch.
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Určte látkové množstvo, objem (NO) a hmotnosť amoniaku potrebného na získanie 250 g síranu amónneho použitého ako hnojivo. |
| rozhodnutie | Napíšeme reakčnú rovnicu: 2NH3 + H2SO4 \u003d (NH4)2S04 |
amónne soli
Komu Amónny ión NH4+ hrá úlohu kovového katiónu a tvorí soli so zvyškami kyselín: NH4NO3 - dusičnan amónny, alebo dusičnan amónny, (NH4) 2SO4 - síran amónny atď.
Všetky amónne soli sú pevné kryštalické látky, ľahko rozpustné vo vode. V mnohých vlastnostiach sú podobné soliam alkalických kovov a predovšetkým draselným soliam, pretože polomery iónov K+ a NH+ sú približne rovnaké.
Amónne soli sa získavajú reakciou amoniaku alebo jeho vodného roztoku s kyselinami.
Majú všetky vlastnosti solí v dôsledku prítomnosti kyslých zvyškov. Napríklad chlorid amónny alebo síran amónny reaguje s dusičnanom strieborným alebo chloridom bárnatým za vzniku charakteristických zrazenín. Uhličitan amónny reaguje s kyselinami, pričom pri reakcii vzniká oxid uhličitý.
Okrem toho amónny ión spôsobuje ďalšiu vlastnosť spoločnú pre všetky amónne soli: jeho soli reagujú pri zahrievaní s alkáliami a uvoľňujú amoniak.
Táto reakcia je kvalitatívnou reakciou pre amónne soli, pretože výsledný amoniak sa dá ľahko zistiť (ako presne?).
Treťou skupinou vlastností amónnych solí je ich schopnosť rozkladať sa pri zahrievaní s uvoľňovaním plynného amoniaku, napr.
NH4CI = NH3 + HCl
Pri tejto reakcii vzniká aj plynný chlorovodík, ktorý prchá spolu s amoniakom a po ochladení sa s ním rekombinuje za vzniku soli, t.j. po zahriatí v skúmavke sa zdá, že suchý chlorid amónny sublimuje, ale opäť sa objavia biele kryštály na horných studených stenách skúmavky NH4Cl (obr. 32).
Hlavné oblasti použitia amónnych solí boli uvedené vyššie, na obrázku 31. Tu upozorňujeme na skutočnosť, že takmer všetky amónne soli sa používajú ako dusíkaté hnojivá. Ako viete, rastliny sú schopné asimilovať dusík len vo viazanej forme, t.j. vo forme iónov NH4 alebo NO3. Pozoruhodný ruský poľnohospodársky chemik D. N. Pryanishnikov zistil, že ak má rastlina na výber, potom uprednostňuje amónny katión pred dusičnanovým aniónom, preto je použitie amónnych solí ako dusíkatých hnojív obzvlášť účinné. Veľmi cenným dusíkatým hnojivom je dusičnan amónny NH4NO3.
Všimnime si ďalšie oblasti použitia niektorých amónnych solí.
Pri spájkovaní sa používa chlorid amónny NH4Cl, ktorý čistí povrch kovu od oxidového filmu a dobre na ňom priľne.
Hydrogenuhličitan amónny NH4NC03 a uhličitan amónny (NH4)2CO3 sa používajú v cukrovinkách, pretože sa pri zahrievaní ľahko rozkladajú a vytvárajú plyny, ktoré uvoľňujú cesto a robia ho nadýchaným, napr.
NH4HC03 = NH3 + H20 + C02
Dusičnan amónny NH4NO3 zmiešaný s hliníkovými a uhoľnými práškami sa používa ako výbušnina - amonál, ktorý je široko používaný pri vývoji hornín.
Saltpeter- prírodné dusičnany - bol známy v Číne v prvých storočiach nášho letopočtu; používal sa na výrobu pušného prachu a držanie ohňostrojov. Neskôr sa spomína v písomnostiach (latinské názvy - nitro alebo sal nitri). Zahrievaním ledku síranom železnatým dostali alchymisti, čo sa dlho nazývalo v latinčine aqua fortis („silná voda“; v ruských textoch termín „ silná vodka»).
Čistú kyselinu dusičnú prvýkrát získal nemecký chemik Johann Rudolf Glauber pôsobenie na ľadok s vitriolovým olejom (koncentrovaný):
KNO3 + H2SO4 \u003d KHS04 + HNO3
Púšť Atacama. Miesto ťažby čílskeho ledku Tiež objavil, že interakcia kyseliny dusičnej s potašom K 2 CO 3 tvorí čistý dusičnanu draselného. Tento objav mal veľký praktický význam, pretože skorší ľadok, potrebný na výrobu pušného prachu, sa do Európy dovážal z východných krajín a tiež sa izoloval zo soľných ložísk na stenách stajní alebo z ľadok, kde vznikal pôsobením mikroorganizmov ako konečný produkt oxidácie organických zlúčenín obsahujúcich dusík.
Pri kalcinácii zmesi ledku NaNO 3, síranu železnatého FeSO 4 ∙7H 2 O, kamenca draselného KAl (SO 4) 2 ∙12H 2 O a amoniaku NH 4 Cl sa alchymistom podarilo získať kvapalinu, ktorá rozpustila aj „kráľa kovov “-. Preto sa to nazývalo aqua regia, čo znamená „ kráľovská voda"alebo" aqua regia". Royal vodka je žltá kvapalina vytvorená zmiešaním troch objemov a jedného objemu dusíka. Dokonca aj platina sa v aqua regia ľahko rozpúšťa.
Dusík bol nezávisle objavený koncom 18. storočia. niekoľko vedcov. Anglický prieskumník Henry Cavendish dostal "mefitický vzduch" (ako nazval dusík), opakovane prechádzal vzduchom cez horúce uhlie (čím sa odstránil kyslík) a potom cez roztok absorboval vytvorený.
Henry Cavendish Cavendishov krajan Joseph Priestley opísal vznik plynu, ktorý nepodporuje horenie a dýchanie – „flogistický vzduch“ – pri pozorovaní horenia sviečky v uzavretej nádobe.
Nakoniec ďalší anglický vedec, Daniel Rutherford prijímali aj dusík zo vzduchu. Na rozdiel od Cavendisha a Priestleyho okamžite, v roku 1772, publikoval prácu, kde opísal výrobu a vlastnosti „dusiaceho vzduchu“, ktorý izoloval. Preto je za objaviteľa dusíka považovaný práve Rutherford.
V prírode je najväčšie množstvo dusíka v neviazanej forme vo vzduchu. Hlavné zloženie atmosférického vzduchu určil A.L. Lavoisier, na ktorého návrh sa nový prvok nazval dusík. Toto meno sa skladá z gréckeho slova "zoe" ("život") a predpony "a" - ("ne-") a znamená "bez života", "nedávajúci život." Latinský názov dusíka je Nitrogenium, čo v preklade znamená „tvoriaci dusičnan“.
Vzácne sú minerály, ktoré obsahujú dusík, napríklad čílsky ľadok NaNO 3, ktorého ložiská sa tiahnu pozdĺž pobrežia Čile a Peru na vzdialenosť vyše 3600 km. Na konci XIX storočia. jeho produkcia bola približne 0,5 tony ročne. Nie náhodou mali podnikatelia a vedci obavy, že sa jej zásoby čoskoro minú. To podnietilo chemikov k vyvinutiu technológií na viazanie dusíka vo vzduchu.
V priemysle sa dusík získava z kvapalného vzduchu. Za týmto účelom sa vzduch prevedie do kvapalného stavu a pri teplote - 196 0 C sa dusík odparí.
Dusík sa vyrába v laboratóriu rozklad dusitanu amónneho NH 4 NO 2 pri zahrievaní:
NH4NO2 \u003d N2 + H20
Fyzikálne vlastnosti
Kvapalný dusík Dusík- plyn bez farby, chuti a zápachu (t pl = -210 0 C, t bp = -196 0 C), málo rozpustný vo vode. Voľný dusík je chemicky inertný vďaka svojej vysokej pevnosti molekuly N2 kde sú atómy viazané trojitou väzbou. Preto dusík takmer nevstupuje do chemických reakcií, nepodporuje spaľovanie a dýchanie.
Charakteristické oxidačné stavy:
— 3 0 +1 +2 +3 +4 +5
NH3N2N20NON203N02N205
Chemické vlastnosti
Pri chemických reakciách môže byť dusík oxidačným aj redukčným činidlom.
Dusík interaguje ako oxidačné činidlo:
N2 + 3Ca \u003d Ca3N2
Dusík interaguje ako redukčné činidlo:
N 2 + F 2 \u003d 2NF 3
Aplikácia
Dusík je surovinou na výrobu amoniaku.
Amoniak
Amoniak- bezfarebný plyn štipľavého zápachu, dobre rozpustný vo vode. V jednom litri vody s teplotou 20 0 C sa rozpustí 700 litrov amoniaku. Tento roztok sa nazýva čpavková voda alebo čpavok.
Chemické vlastnosti
Acidobázické vlastnosti
Atóm dusíka v molekule amoniaku má nezdieľaný elektrónový pár, ktorý sa môže podieľať na tvorbe väzby donor-akceptor. Najmä atóm dusíka v NH3 je schopný pripojiť vodíkový ión H+. Látky, ktorých molekuly sú schopné viazať vodíkové ióny, majú základné vlastnosti. Preto má amoniak hlavné vlastnosti:
- interakcia amoniaku s vodou:
NH 3 + HOH ⇄ NH 4 OH ⇄ NH 4 + + OH -
- interakcia s halogenovodíkmi:
NH3 + HCl ⇄ NH4Cl
- interakcia s (v dôsledku toho sa tvoria stredné a kyslé soli):
NH3 + H3P04 = (NH4)3P04; (NH4)2HP04; (NH4) H2P04
- amoniak interaguje s niektorými kovmi za vzniku komplexných zlúčenín - amoniakov:
CuSO 4 + 4NH 3 \u003d SO 4 Tetraamín síran meďnatý
AgCl + 2NH3 \u003d Cl Diamínchlorid strieborný
Redoxné vlastnosti
V molekule amoniaku má dusík oxidačný stav 3, preto pri redoxných reakciách môže darovať iba elektróny a je iba redukčným činidlom.
- amoniak obnovuje niektoré z nich:
2NH3 + 3CuO = N2 + 3Cu + 3H20
- amoniak sa oxiduje bez katalyzátora na dusík:
4NH3 + 3O2 \u003d 2N2 + 6H20
- amoniak v prítomnosti katalyzátora sa oxiduje na oxid dusnatý NO:
4NH3 + 502 \u003d 4NO + 6H20
amónne soli
chlorid amónny Keď amoniak alebo hydroxid amónny reaguje s amónne soli:
Všetky amónne soli sú vysoko rozpustné vo vode. Amónne soli majú Medzi špeciálne vlastnosti amónnych solí patria reakcie ich tepelného rozkladu, ktoré prebiehajú rôzne v závislosti od povahy aniónu, napr.
(NH 4) 2 SO 4 \u003d NH 3 + NH 4 HSO 4
NH4NO3 \u003d N20 + 2H20
NH4CI \u003d NH3 + HCl
Reakcia interakcie amónnych solí je kvalitatívna reakcia na amónny katiónNH 4 + :
NH4CI + NaOH = NaCl + NH3 + H20
NH4+ + OH- = NH3 + H20
Uvoľňovaný amoniak je určený vôňou alebo modrou farbou vlhkého lakmusového papierika.
Použitie amoniaku a amónnych solí
Môžete si stiahnuť eseje na iné témy
Amónium je jednou z mnohých zlúčenín dusíka. Jeho soli majú množstvo zaujímavých vlastností a nachádzajú praktické uplatnenie v mnohých oblastiach ľudskej činnosti. Chémia je štúdium vlastností tohto prvku. Amónne soli sú študované v časti o interakcii dusíka s inými chemickými prvkami.
Čo je amónium
Ak chcete zistiť, čo je amónium, mali by ste sa bližšie pozrieť na princíp spájania atómov dusíka a uhlíka. Molekula amoniaku sa zapisuje ako NH 3. Atóm dusíka je viazaný svojimi kovalentnými väzbami s tromi protónmi. V dôsledku vnútornej štruktúry dusíka zostáva jedna väzba nerozložená.
Preto NH 3 aktívne vstupuje do rôznych kovalentných väzieb s inými prvkami pomocou nerozdeleného elektrónového páru. Ak do zlúčeniny vstúpi jadro vodíka, vytvorí sa amónny ión. Reakčná schéma je uvedená nižšie:
Ako je možné vidieť, pri tejto reakcii je molekula amoniaku akceptorom jedného protónu a správa sa teda ako zásada. Amónium neexistuje vo voľnej forme, pretože sa takmer okamžite rozkladá na vodík a amoniak. Amónne soli sa získavajú v dôsledku interakcie tohto prvku s inými látkami. Ako ukazujú praktické experimenty, amónium vstupuje do rôznych zlúčenín s kyselinami, neutralizuje ich a vytvára amónne soli. Napríklad v prípade reakcie s kyselinou chlorovodíkovou sa vytvorí jedna zo solí tohto prvku:
NH3 + HCl = NH4CI
V dôsledku reakcie sa získa chlorid amónny.
Interakcia s vodou
Amónium dobre interaguje s vodou. V dôsledku reakcie sa získajú hydráty amoniaku so zvýšenou koncentráciou OH -. Chemický záznam reakcie:
NH3 + H20 → NH4 + OH -
Pretože počet iónov hydroxoskupiny je extrémne veľký, vodné roztoky amoniaku majú alkalickú reakciu. Podľa starého chemického zvyku sa však vodný roztok amoniaku píše ako NH 4 OH. Táto látka sa nazýva hydroxid amónny a alkalická reakcia tejto zlúčeniny sa uvažuje vo forme disociácie molekúl, na ktoré sa rozkladá amoniak.
Amónne soli. Vlastnosti a hlavné charakteristiky
Väčšina NH4 solí je prakticky bezfarebná a celkom rozpustná vo vode. Táto zlúčenina má mnoho vlastností kovov, preto sa amónne soli správajú rovnako ako soli rôznych kovov. Tu je niekoľko príkladov takejto podobnosti:
NH4 soli sú dobré elektrolyty. V rôznych roztokoch podliehajú hydrolýze. Túto reakciu možno sledovať na príklade disociácie chloridu amónneho:
NH4Cl \u003d NH4+ + HCl -
podlieha hydrolýze. Výsledkom je reakcia soli slabej zásady a silnej kyseliny:
Majú iónovú kryštálovú mriežku, majú elektrickú vodivosť;
Neznášajú vysoké teploty a rozpadajú sa na komponenty.
Nevratné a reverzibilné procesy
Rozklad amónnych solí vplyvom teplôt môže byť nevratný, alebo môže ísť o vratný proces. Ak anión soli vykazuje mierne oxidačné vlastnosti, soľ sa reverzibilne rozkladá. Klasickým príkladom takejto reakcie je chlorid amónny: keď sa reakčná teplota zvýši, nakoniec sa rozloží na vlastné východiskové prvky - chlorovodík, ako aj amoniak. Ak sa steny nádoby nezohrievajú, objaví sa na nich plak. Takto vzniká chlorid amónny.
Ostatné soli tohto prvku, v ktorých má anión výrazné oxidačné vlastnosti, sa nenávratne rozkladajú. Štandardným príkladom takejto reakcie je rozklad dusičnanu amónneho, ktorý vyzerá takto:
NH4NO3 \u003d N20 + H20
Keďže jeden z produktov interakcie opustí svoje pole, reakcia sa zastaví.
Použitie amoniaku a amónnych solí
Významný podiel priemyselne vyrábaného čpavku sa používa v mraziarňach a chladiarňach. Amónne soli sa používajú v každodennom živote av medicíne. Ale prevažná väčšina amoniaku sa používa na výrobu kyseliny dusičnej a rôznych zlúčenín obsahujúcich dusík, predovšetkým rôznych minerálnych hnojív.
Dusíkaté hnojivá
Najznámejšie soli derivátov dusíka, ktorých použitie je mimoriadne dôležité v hospodárskej činnosti, sú síran amónny, dusičnan amónny, chlorid amónny. Dusík je nevyhnutnou zložkou bielkovín. Tento prvok je nevyhnutný pre existenciu každého živého organizmu. Rastliny získavajú dusík z úrodnej pôdy, kde sa tento prvok nachádza prevažne vo viazanej forme. Dusík sa zvyčajne vyskytuje ako amónne soli a zlúčeniny kyseliny dusičnej. Tieto anorganické zlúčeniny, ktoré sa rozpúšťajú vo vlhkej pôde, vstupujú do organizmov rastlín a spracovávajú ich na rôzne bielkoviny a aminokyseliny. Zvieratá a ľudia nedokážu asimilovať dusík ani vo voľnej forme, ani ako jednoduché zlúčeniny. Pre výživu a rast potrebujú bielkoviny, ktorých neoddeliteľnou súčasťou je nevyhnutne dusík. Len za účasti rastlín získame prvok pre nás tak potrebný pre život a zdravie.
Pôdy v prírodnom prostredí obsahujú malé množstvo dusíka. Po zbere každej plodiny sa spolu s rastlinami odnesie aj malé množstvo dusíka, ktoré bolo predtým v zemi. Na urýchlenie procesu regenerácie pôdy sa používajú dusíkaté hnojivá.
Síran amónny. Vzorec tejto zlúčeniny je (NH4) 2 SO 4. Táto amónna soľ slúži ako základ pre mnohé hnojivá.
dusičnanu amónneho. Vzorec tejto látky je NH4NO3. Je to tiež známe hnojivo, ktoré rastliny dobre prijímajú. Okrem poľnohospodárskeho využitia sa dusičnan amónny používa vo vojenskom a ťažobnom priemysle - na jeho báze sa vyrábajú výbušné zmesi (amonány) používané na demolačné práce.
chlorid amónny
chlorid amónny. Dobre známy ako amoniak. Jeho chemický vzorec je NH4Cl. Táto zlúčenina je dobre známa pri výrobe farieb a lakov, v textilnom priemysle sa používa amoniak a v galvanických článkoch. Chlorid amónny je akcionárom a drotárom dobre známy. Pri svojej práci často používajú soli chloridu amónneho. Použitie tejto látky pomáha odstraňovať najtenšie oxidové filmy z povrchu kovov. Dotyk zahriateho kovu na čpavok spôsobí zodpovedajúcu reakciu oxidov - buď sa premenia na chloridy, alebo sa redukujú. Chloridy sa rýchlo odparujú z kovového povrchu. Reakčný proces pre meď možno napísať takto:
4CuO + 2NH4Cl \u003d 3Cu + 2CuCl2 + N2 + 4H20.
Amoniak v tekutej forme a silné roztoky amónnych solí sa používajú aj ako dusíkaté hnojivá - obsah dusíka je v nich vyšší ako v tuhých hnojivách a rastlinami je lepšie absorbovaný.
Strana 1
Amónne soli - soli obsahujúce kladne nabitý amónny ión NH4 +; štruktúrou, farbou a inými vlastnosťami sú podobné zodpovedajúcim draselným soliam. Všetky amónne soli sú rozpustné vo vode a úplne disociujú vo vodnom roztoku. Amónne soli vykazujú všeobecné vlastnosti solí. Pri pôsobení zásady sa uvoľňuje plynný amoniak. Všetky amónne soli sa pri zahrievaní rozkladajú. Získavajú sa reakciou NH3 alebo NH4OH s kyselinami.
Aplikácia
Dusičnan amónny (dusičnan amónny) NH4NO3 sa používa ako dusíkaté hnojivo a na výrobu výbušnín - amonitov;
Síran amónny (NH4)2SO4 - ako lacné dusíkaté hnojivo;
Hydrogenuhličitan amónny NH4HCO3 a uhličitan amónny (NH4)2CO3 - v potravinárstve pri výrobe múčnych cukrárskych výrobkov ako chemický prášok do pečiva, pri farbení látok, pri výrobe vitamínov, v medicíne;
Chlorid amónny (amoniak) NH4Cl - v galvanických článkoch (suché batérie), pri spájkovaní a pocínovaní, v textilnom priemysle, ako hnojivo, vo veterinárnej medicíne.
Chemické vlastnosti solí
Silné elektrolyty (disociujú sa vo vodných roztokoch):
NH4Cl ↔ NH4+ + Cl−
Rozklad pri zahrievaní:
a) ak je kyselina prchavá
NH4Cl -> NH3 + HCl
NH4HCO3 → NH3 + H2O + CO2
b) ak anión vykazuje oxidačné vlastnosti
NH4NO3 → N2O + 2N2O
(NH4)2Cr2O7 -> N2 + Cr2O3+ 4N2O
S kyselinami (výmenná reakcia):
(NH4)2CO3 + 2HCl → 2NH4Cl + H2O + CO2
2NH4+ + CO32− + 2H+ + 2Cl− → 2NH4+ + 2Cl− + Н2O + CO2
CO32- + 2H+ → Н2O + CO2
So soľami (výmenná reakcia):
(NH4)2SO4 + Ba(NO3)2 → BaSO4 ↓ + 2NH4NO3
2NH4+ + SO42− + Ba2+ + 2NO3− → BaSO4 ↓ + 2NH4+ + 2NO3−
Ba2+ + SO42− → BaSO4 ↓
Amónne soli podliehajú hydrolýze (ako soľ slabej zásady a silnej kyseliny) - kyslé prostredie:
NH4Cl + H2O ↔ NH4OH + HCl
NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+
Pri zahrievaní s alkáliami sa uvoľňuje amoniak (kvalitatívna reakcia na amónny ión)
NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 + H2O
Anémia z nedostatku železa (IDA) je hematologický syndróm charakterizovaný poruchou syntézy hemoglobínu v dôsledku nedostatku železa a prejavuje sa anémiou a sideropéniou. Hlavnými príčinami IDA sú strata krvi a nedostatok potravy bohatej na hem – mäsa a rýb.
Liečba sa vykonáva iba dlhodobým príjmom prípravkov železa vo vnútri v miernych dávkach a výrazné zvýšenie hemoglobínu, na rozdiel od zlepšenia pohody, nebude rýchle - po 4-6 týždňoch.
Zvyčajne sa predpisuje akýkoľvek železnatý prípravok - častejšie je to síran železnatý - lepšia je jeho predĺžená lieková forma, pri priemernej terapeutickej dávke niekoľko mesiacov, potom sa dávka zníži na minimum ešte niekoľko mesiacov a potom (ak príčina anémie nebola odstránená), pokračuje sa v udržiavacom minime.dávky cez týždeň mesačne po mnoho rokov. Táto prax sa teda osvedčila pri liečbe žien s chronickou posthemoragickou anémiou z nedostatku železa v dôsledku dlhodobej hyperpolymenorey s tardiferronom - jedna tableta ráno a večer po dobu 6 mesiacov bez prestávky, potom jedna tableta denne ďalších 6 mesiacov, potom niekoľko rokov každý deň počas týždňa v dňoch menštruácie. To disciplinuje pacientov, nedovoľuje im zabudnúť na načasovanie užívania lieku a poskytuje železnú záťaž, keď sa počas menopauzy objaví dlhotrvajúca silná menštruácia. Nezmyselným anachronizmom je stanovenie hladiny hemoglobínu pred a po menštruácii.
