Как пишется соли аммония

Соли аммония

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка.

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами. Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например, хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

NH₄Cl + AgNO₃ → AgCl + NH₄NO₃

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония. При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например, гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

NH₄НCO₃  +   NH₃   →   (NH₄)₂CO₃

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты, почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl   ⇄   NH₄⁺ + Cl^–

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями, если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например, карбонат аммония  реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

(NH₄)₂CO₃    +   2НCl →   2NH₄Cl + Н₂O + CO₂

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например, хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl     +   KOH   →   KCl    +   NH₃   +   H₂O

(NH₄)₂CO₃    +   2KOH   →   K₂CO₃   +   2NH₃   +   2H₂O

(NH₄)₂SO₃    +   2KOH   →   K₂SO₃   +   2NH₃   +   2H₂O

(NH₄)₂SO₄    +   2KOH   →   K₂SO₄   +   2NH₃   +   2H₂O

(NH₄)₃PO₄    +   3KOH   →   K₃PO₄   +   3NH₃   +   3H₂O

NH₄NO₃     +   KOH   →   KNO₃   +   NH₃   +   H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону, т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

NH₄Cl   +    Н₂O    ↔   NH₃ ∙ H₂O   +   HCl

NH₄⁺     +     HOH    ↔   NH₃ ∙ H₂O      +   H⁺

4. При нагревании соли аммония разлагаются. При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

NH₄Cl   →    NH₃   +   HCl

NH₄HCO₃    →   NH₃   +   CO₂    +   H₂O

  (NH₄)₂SO₄    →   NH₄HSO₄   +  NH₃

NH₄HS  →   NH₃   +   H₂S

Если соль  содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается  изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

NH₄NO₂   →   N₂    +    2H₂O  

190 – 245° C:

NH₄NO₃  →   N₂O   +   2H₂O

При температуре выше 300°C:

2NH₄NO₃    →   2N₂   +   O₂   +   4H₂O

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

(NH₄)₂Cr₂O₇  →   Cr₂O₃    +   N₂   +   4H₂O

Окислитель –  хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов.  Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Соли аммония

Соли аммония — это сложные вещества, в состав которых входят ионы аммония NH₄⁺, соединённые с кислотными остатками.

Например,

NH₄Cl – хлорид аммония

(NH₄)₂SO₄ — сульфат аммония

NH₄NO₃ – нитрат аммония

(NH₄)₃PO₄ – ортофосфат аммония

(NH₄)₂HPO₄ – гидроортофосфат аммония

NH₄H₂PO₄ – дигидроортофосфат аммония

Физические свойства солей аммония

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Получение солей аммония

1 способ- Аммиак + кислота: NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃

2 способ- Аммиачная вода + кислота: 2NH₄OH + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄+ 2Н₂O

Химические свойства солей аммония

Свойства, общие с другими солями

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах)

NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl^—

2. С кислотами (реакция обмена)

(NH₄)₂CO₃ + 2НCl → 2NH₄Cl + Н₂O + CO₂­

2NH₄⁺ + CO₃^2- + 2H⁺ + 2Cl^— → 2NH₄⁺ + 2Cl^— + Н₂O + CO₂­

CO₃^2- + 2H⁺ → Н₂O + CO₂­

3. С солями (реакция обмена)

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

2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2NO₃^— → BaSO₄ ↓ + 2NH₄⁺ + 2NO₃^—

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄ ↓

СПЕЦИФИЧЕСКИЕ свойства

1. Разложение при нагревании.

a) если кислота летучая

NH₄Cl → NH₃­ + HCl­ (при нагревании)

NH₄HCO₃ → NH₃­ + Н₂O­ + CO₂­

б) если анион проявляет окислительные свойства

NH₄NO₃ → N₂O­ + 2Н₂O­ (при нагревании)

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂­ + Cr₂O₃ + 4Н₂O­ (при нагревании)

2. Качественная реакция на NH₄⁺ — ион аммония. При нагревании со щелочами выделяется газ аммиак

NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃­ + Н₂O (при нагревании)

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

NH₄Cl + Н₂O → NH₄OH + HCl

NH₄⁺ + Н₂O → NH₄OH + H⁺

Применение солей аммония

• • 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.

ЗАДАНИЯ для самостоятельной работы

№1. Заполните таблицу – запишите молекулярные, полные и краткие ионные уравнения для следующих солей аммония:

Соли аммония

Полезное

Соли аммония.

Аммоний,
NH
₄⁺ это положительно — заряженный многоатомный ион, который образуется при протонировании (перенос протона от кислоты к основанию) аммиака (NH₃).

Ион аммония образуется, когда аммиак, слабое основание, реагирует с кислотами Бренстеда (доноры протонов):

H⁺ + NH₃ →NH₄⁺

Однако, будучи слабокислым, реагирует с основаниями Бренстеда,
возвращаясь к незаряженной молекуле аммиака:

NH₄⁺ + B^— → OB^— + NH₃

Таким образом, обработка концентрированных растворов солей аммония сильным основанием дает аммиак.

Когда аммиак растворяется в воде, его небольшое количество превращается в ионы аммония:

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^—

• Степень,
  до которой аммиак образует ион аммония, зависит от
  рН раствора:

— если pH
низкий, равновесие смещается вправо: больше молекул аммиака
превращается в ионы аммония.

— если pH высокий, равновесие сдвигается влево: ион гидроксида отнимает
протон от иона аммония, образуя аммиак.

Важно! Все соли аммония растворимы в воде, кроме гексахлороплатината аммония (раньше использовалось в качестве теста на NH₄⁺)

Наибольшее значение среди солей аммония в промышленности имеют хлорид аммония (NH₄Cl), сульфат аммония ((NH₄)₂SO₄), нитрат аммония (NH₄NO₃), характеристики которых мы сегодня и пройдем.

Хлорид аммония, NH₄Cl (аммиачная соль) — белое кристаллическое твердое вещество. хорошо растворим в воде (37%), образует слегка кислый раствор; испаряется без плавления при 340 ° C с образованием равных объемов аммиака и хлористого водорода.

Уровень опасности: раздражающее средство

• Его основное применение — подача азота в удобрениях и в качестве электролита в сухих элементах

• Также широко используется в качестве компонента флюсов для цинкования, лужения и пайки для удаления оксидных покрытий с металлов и, тем самым, улучшения адгезии припоев.

• Он является компонентом многих патентованных лекарств от простуды и средств от кашля благодаря своей эффективности в качестве отхаркивающего средства,

• В ветеринарной медицине его используют для профилактики мочекаменной болезни у коз, крупного рогатого скота и овец.

Сульфат аммония (диаммониевая соль серной кислоты) — белое, твердое вещество, без запаха, хорошо растворяется в воде (103,8 гр в 100 гр воды при 100° С), легко впитывает воду (если подвергается воздействию влажного воздуха, образует «струпья» на влажных поверхностях); температура плавления — выше 280° С; используется в процессе фракционирования (разделения) белков.

Уровень опасности: окислитель, раздражающее средство, экологически опасен

• Сульфат аммония широко распространен в качестве пищевой добавки E517 (регулятор кислотности в хлебе), благодаря активации дрожжей

• (NH₄)₂SO₄ используется в качестве удобрения для щелочных почв (при
  внесении во влажную почву выделяется
  NH
  ₄⁺, что создает небольшое
  количество кислоты, которая снижает рН баланс почвы, а также
  способствует выделению азота, который помогает росту растений)
  

• Наконец, он играет важную роль в разработке вакцин во время процесса очистки. Вакцина DTap, которая защищает детей от дифтерии, столбняка и коклюша, использует для этой цели сульфат аммония.

Нитрат аммония, NH₄NO₃ (аммиачная селитра, аммониевая соль азотной кислоты) — бесцветное кристаллическое вещество (температура плавления 169,6 ° C); хорошо растворим в воде.

Уровень опасности: окислитель (взрывчатое вещество), раздражающее вещество

• Нагревание водного раствора
  разлагает соль до закиси азота (веселящий газ):

NH₄NO₃ = N₂O + 2H₂O (реакция Пристли, 190-250 С)

Поскольку твердая
аммиачная селитра может подвергаться взрывному разложению при нагревании
в замкнутом пространстве, на ее транспортировку и хранение были
наложены государственные стандарты.

• Товарный сорт содержит около 33,5% азота, причем все они находятся в формах, пригодных для использования растениями; это наиболее распространенный азотный компонент искусственных удобрений.

• Аммиачная селитра также используется для изменения скорости детонации других взрывчатых веществ, таких как нитроглицерин (в так называемых аммиачных динамитах), или в качестве окислителя в аммоналах, которые представляют собой смеси нитрата аммония и порошкообразного алюминия.

• Применяется в качестве питательного вещества при производстве антибиотиков и дрожжей.

Соли
аммония –
сложные вещества, включающие катионы
аммония NH4+и
кислотные остатки.

Физические
свойства: соли
аммония – твердые кристаллические
вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические
свойства: аммоний
обладает свойствами металла, поэтому
строение его солей подобно солям щелочных
металлов, т. к. ионы NH4+и ионы щелочных
металлов (калия) имеют примерно одинаковые
радиусы. В свободном виде аммоний не
существует, т. к. он химически нестоек
и мгновенно разлагается на аммиак и
водород. Доказательством металлического
характера аммония является наличие
амальгамы аммония – сплав аммония с
ртутью, схожего с таковой щелочных
металлов. При обработке амальгамы
аммония холодным раствором сульфата
меди, амальгама вытеснит n-е количество
меди:

Соли
аммония имеют ионную решетку и обладают
всеми
свойствами типичных солей:

1)
являются сильными электролитами –
подвергаются диссоциации в водных
растворах, образуя катион аммония и
анион кислоты:

2)
подвергаются гидролизу (соль слабого
основания и сильной кислоты):

среда
кислая, рН<7, лакмус красный;

3)
вступают в обменную реакцию с кислотами
и солями:

4)
взаимодействуют с растворами щелочей
с образованием аммиака – качественная
реакция на ион аммония:

соли
аммония определяют по запаху выделившегося
в результате реакции аммиака, а также
по синей окраске лакмуса;

5)
разлагаются при нагревании:

Получение:
NH3
+ HNO3 = NH4NO3 (нитрат аммония); 2NH4OH + H2SO4 =
(NH4)2SO4 (cульфат аммония) + 2Н2O.

Применение:
соли
аммония широко применяются на практике:
сульфат аммония – (NH4)2SO4, нитрат аммония
– NH4NO3, дигидрофосфат аммония – NH4Н2РO4
и гидрофосфат аммония – (NH4)2НРO4
используются в качестве минерального
удобрения. Преимущество удобрения –
повышенное содержание в нем аммиака.
Используется хлорид аммония (NH4Cl) –
нашатырь.

32. Оксиды азота

С
кислородом N
образует
оксиды: N2O, NO, N2O3 NO2, N2O5 и NO3. Оксид
азота I – N2O – закись
азота, «веселящий газ».
Физические свойства: бесцветный,
со сладковатым запахом, растворим в
воде, t плавления -91 °C, t кипения -88,5 °C.
Анестезирующее средство.

Химические
свойства: разлагается
при 700 °C: 2N2O?2N2 + O2 поддерживает горение
и является окислителем; взаимодействует
с водородом: N2+1O + H2?N20+ Н2O.

Получение:
NH4NO3?N2O
+ 2Н2O. N2O соответствует азотноватистая
кислота: Н2N2O2, но при действии Н2O и щелочей
он не образует ни Н2N2O2, ни ее солей. N2O –
несолеобразующий.

Оксид
азота (II) NO – окись
азота. Физические
свойства: бесцветный
газ, плохо растворим в воде, t плавления
-164 °C, t кипения -152 °C.

Химические
свойства: NO обладает окислительно-восстановительными
свойствами:

1)
при обычной температуре устойчив, при
понижении t димеризуется в N2O2;

2)
при 700 °C разлагается: 2NO?2N2 + O2? поддерживая
горение, является восстановителем;

3)
с водородом. Смесь равных объемов NO и
H2 взрывается: 2NO + 2H2 = N2? + Н2O, где NO –
окислитель;

4)
с галогенами: 2NO + Сl2 = 2NOСl? (нитрозилхлорид).
NO – несолеобразующий.

Получение:

1)
в лаборатории: 3Cu + 8HNO3(разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO +
4H2O;

2)
в промышленности: каталитическое
окисление аммиака: 4NH3 +5O2 = 4NO? + 6H2O;

3)
NO образуется в грозу: N2 + O2 = 2NO?.

Оксид
азота (III) N203. Физические свойства:
темно-синяя
жидкость (при низких t), t плавления -102
°C, t кипения 3,5 °C. Химические
свойства: N2O3
– ангидрид азотистой кислоты HN02.
При взаимодействии с водой и щелочами
соответственно дает НNO2 и ее соли –
нитриты: N2O + 2NaOH = 2NaNO2 + H2O.

Получение:
NO2
+ NO = N2O3.

Оксид
азота (IV) –
NO2.
Физические
свойства: ядовитый
газ бурого цвета с резким запахом; t
плавления —11,2 °C, t кипения – 21 °C.
Химические
свойства: кислотный
ангидрид:

Реагирует
со щелочами: 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O.

Окислитель:
N+4O2 + S+4O2 = S+6O3 + N+2O. Димеризуется
при низких температурах: 2NO2(бурый
газ)?N2O4(бесцветная жидкость).

Получение:
2NO
+ O2 = 2NO2; Cu + 4HNO3(конц.)
= Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O. Оксид
азота (V) – N2O5. Физические свойства:
малостойкое
белое кристаллическое вещество. Сильный
окислитель. Химические
свойства: ангидрид
HN03.

Разлагается
со взрывом: 2N2O5?4NO2 + О2.

Получение:

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #