Компьютерные
Кислые соли аммония. Азот. Аммиак. Соли аммония. Соли аммония: примеры

Кислые соли аммония. Азот. Аммиак. Соли аммония. Соли аммония: примеры

Аммиак

Физические свойства: аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Массовая доля аммиака в концентрированном растворе – 25 %. Раствор NH3 в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %. При низкой температуре образует в растворе кристаллогидрат NH3 ? Н2О. Строение молекулы: характерна sp3-гибридизация. В образовании молекулы участвуют 3 неспаренных р-электрона азота и 1s – атомов водорода. Молекула имеет форму правильной пирамиды, в вершине которой стоят атомы азота, а в углах – водорода.

Химические свойства:

1) при растворении NH3 в воде образуются гидратированные молекулы аммиака и частично ионы аммония – NH4+ и ОН-ионы – водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) NH3 взаимодействует с кислотами: NH3 + Н2SO4 = NH4НSO4;

3) аммиак – сильный восстановитель. Из СuО при нагревании восстанавливает Сu: 3СuО + 2NH3 = Сu + N2 + 3Н2О;

4) в кислороде NH3 горит желтым пламенем: 4NH3 + 3О2 = 2N2? + 6Н2О;

5) кислородом воздуха NH3 окисляется в присутствии катализаторов: Pt, Cr2O3, Rh: 4NH3 + 5О2 = 4NО? + 6Н2О;

6) при замещении водорода на металлы образуются амиды: Na + NH3 = NaNH2 + 1/2 Н2;

7) водород в NH3 может замещаться на галогены. При действии на раствор хлорида аммония газообразным хлором образуется хлорид азота: NH4Cl + 3Cl2 = 4HCl + NCl3.

Нашатырь (хлорид азота).

Получение: в промышленности до концаХ1Х века аммиак получали как побочный продукт при коксовании каменного угля, который содержит до 1–2 % азота.

В начале XX века были разработаны новые промышленные способы получения аммиака, основанные на связывании или фиксации атмосферного азота.

В 1904 году появился циамидный способ, основанный на способности азота при высокой температуре взаимодействовать с карбидом кальция, образуя циамид кальция CaCN2, который при воздействии с водяным паром при давлении 0,6 МПа легко разлагается на аммиак и карбонат кальция:

Позднее появился другой способ получения аммиака – прямое взаимодействие азота и кислорода под воздействием электрических разрядов, но эта реакция была обратимой, пока для нее не нашли оптимальные условия. Этими условиями явились высокое давление и низкая температура, использование катализаторов – губчатого железа с добавками активаторов (оксиды алюминия, калия, кальция, кремния, магния).

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.

В химических соединениях NH4+ проявляет себя как положительный однозарядный катион щелочного металла. При взаимодействии с кислотными анионами образуются вещества c кристаллической структурой - соли NH4N03, хлорид NH4C1, сульфат (NH4)2S04, которые состоят из аниона кислоты и аммонийной группы.

Соли аммония получают в ходе которая осуществляется в процессе взаимодействия аммиака с кислотами.

Соли аммония, как, в принципе, большинство щелочных металлов, могут диссоциировать (расщепляться на катионы и анионы) в водных растворах на ионы: аммонийные соли, как и соли щелочных металлов, диссоциируют на ионы:

NH4N03 ↔ NH4++ NO3-

В процессе нагревания сухие аммонийные соли разлагаются на аммиак и кислоту; данный процесс еще называют термической диссоциацией.

Образовавшаяся кислота (например, хлористоводородная кислота) вместе с NH3 улетучивается, а при охлаждении соединяется с аммиаком и получается соль. Следует сказать, что возможен и процесс обратимого разложения:

NH3 + HCl ↔ NH4Cl

Таким образом, при нагревании нашатырь возгоняется, однако, через некоторое время на верхних частях пробирки снова появляется белый налет хлорида аммония. В результате образования соли нелетучей кислотой, например, (NH4)2S04, во время нагревания улетучивается только NH3, а кислота остается. Такой процесс называется необратимым разложением.

Все соли аммония хорошо разлагаются щелочами (при нагревании) с выделением аммиака:

NH4+ + ОН -↔NH3+ Н20

Эту реакцию используют для распознавания минеральных удобрений с аммонийной формой азота.

При взаимодействии карбоната аммония с минеральными и выделяется диоксид карбона. При взаимодействии сульфат или хлорид аммония с AgNO3 или BaCl образуются характерные осадки, белого цвета.

Соли аммония: примеры

Аммонийные солишироко применяются в сельском хозяйстве. Это прекрасный материал для минеральной подкормки растений (например, сульфат аммония - (NH4)2S04). Как известно нитроген растения могут усваивать только в связанном виде (NO3, NH4). Поэтому азотистые соединения являются очень эффективными. Огромное значение имеет нитрат аммония, который содержит аммонийный NH4 нитратный NO3- азот.

Дигидрофосфат и гидрофосфат аммония, известные под названиями аммофоса NH4H2P04 и диаммофоса (NH4)2НР04, содержат два химических элемента питания растений — нитроген и фосфор. Соли аммония входят в состав тукосмесей.

При взаимодействии аммиака с оксидом карбона (IV) синтезируют мочевину или карбамид NH2-CO-NH2.

Хлорид аммония (NH4C1) или нашатырь используют в гальванических элементах, при крашении и ситцепечатании, лужении и паянии. Контактируя с нагретым металлом, нашатырь разлагается на хлористый водород и аммиак. взаимодействует с оксидом, загрязняющим поверхность металла, при этом образовывается летучая соль.

Следует обратить внимание, что к очищенной поверхности очень хорошо пристает припой. NH4NO3 (нитрат аммония) вместе с углем и солями алюминия являются составной частью взрывчатого вещества - аммонала. Указанные соединения используют при разработке горных пород. (NH4НСО3) очень часто применяют в пищевой и кондитерской промышленности. Это соединение также используют как консервант для разных видов кормов. NH4HCO3 обладает денитрофицирующими свойствами, что способствует ускорению созревания урожая.

Качественная реакция на соли аммония. При нагревании раствора солей аммония со щелочами образуется который расщепляется с выделением аммиака.

О наличии аммиака можно судить по специфическому запаху, а также с помощью цветных бумажных индикаторов. Для проведения этой реакции необходимо взять 1,0 см3 раствора соли аммония добавить 0,5 см3 раствора и нагреть. В процессе нагревания выделяется аммиак, образуется характерный запах, красный лакмус синеет.

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

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

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

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

среда кислая, рН

3) вступают в обменную реакцию с кислотами и солями:

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

5) разлагаются при нагревании:

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

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

Азот образует несколько соединений с водородом; из них наибольшее значение имеет аммиак - бесцветный газ с характерным резким запахом (запах «нашатырного спирта»).

В лаборатории аммиак обычно получают, нагревая хлорид аммония NH 4 Cl с гашеной известью Ca(OH) 2 . Реакция выражается уравнением:

Выделяющийся аммиак содержит пары воды. Для осушения его пропускают через натронную известь (смесь извести с едким натром).

Масса 1 л аммиака при нормальных условиях равна 0,77 г. Поскольку этот газ значительно легче воздуха, то его можно собирать в перевернутые вверх дном сосуды.

При охлаждении до -33,4 0 C аммиак под обычным давлением превращается в прозрачную жидкость, затвердевающую при -77,8 °С.

Электронная структура и пространственное строение молекулы аммиака рассмотрены в § 43. В жидком аммиаке молекулы NH 3 (ц = 1,48 D) связаны между собой водородными связями, что обусловливает сравнительно высокую температуру кипения аммиака (-33,4 °С), не соответствующую его малой молекулярной массе (17).

Аммиак очень хорошо растворим в воде: 1 объем воды растворяет при комнатной температуре около 700 объемов аммиака. Концентрированный раствор содержит 25% (масс.) NH 3 и имеет плотность 0,91 г/см 3 . Раствор аммиака в воде иногда называют нашатырным спиртом. Обычный медицинский нашатырный спирт содержит 10% NH 3 . C повышением температуры растворимость аммиака уменьшается, поэтому он выделяется при нагревании из концентрированного раствора, чем иногда пользуются в лабораториях для получения небольших количеств газообразного аммиака.

Рис. 114.

При низкой температуре из раствора аммиака может быть выделен кристаллогидрат NH 3 * H 2 O, плавящийся при -79 0 C. Известен также кристаллогидрат состава 2NH 3 *H 2 0. В этих гидратах молекулы воды и аммиака соединены между собой водородными связями.

В химическом отношении аммиак довольно активен: он вступает во взаимодействие со многими веществами. В аммиаке азот имеет самую низкую степень окислен- ности (-3). Поэтому аммиак обладает только восстановительными свойствами. Если пропускать ток NH 3 по трубке, вставленной в другую широкую трубку (рис. 114), по которой проходит кислород, то аммиак можно легко зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется вода и свободный азот:

При других условиях аммиак может окисляться до оксида азота NO (см. § 143).

В отличие от водородных соединений неметаллов VI и VII групп, аммиак не обладает кислотными свойствами. Однако атомы водорода в его молекуле могут замещаться атомами металлов. При полном замещении водорода металлом образуются соединения, называемые нитридами. Некоторые из них, например нитриды кальция и магния, получаются при непосредственном взаимодействии азота с металлами при высокой температуре:

При соприкосновении с водой многие нитриды полностью гидролизуются с образованием аммиака и гидроксида металла. Например:

При замещении в молекулах аммиака только одного атома водорода металлами образуются амиды металлов. Так, пропуская аммиак над расплавленным натрием, можно получить амид натрия NaNH 2 в виде бесцветных кристаллов:

Вода разлагает амид натрия:

Обладая сильными основными и водоотнимающими свойствами, амид натрия нашел применение при некоторых органических синтезах, например в производстве красителя индиго и некоторых лекарственных препаратов.

Водород в аммиаке может замещаться также галогенами. Так, при действии хлора на концентрированный раствор хлорида аммония получается нитрид хлора, или хлористый азот, NCl 3

в виде тяжелой маслянистой взрывчатой жидкости.

Подобными же свойствами обладает нитрид иода (йодистый азот), образующийся в виде черного, нерастворимого в воде порошка при действии иода на аммиак. Во влажном состоянии он безопасен, но высушенный взрывается от малейшего прикосновения, при этом выделяются пары иода фиолетового цвета.

C фтором азот образует устойчивый фторид азота NF 3 .

Из данных табл. 6 видно, что электроотрицательность хлора и иода меньше, а фтора больше, чем электроотрицательность азота. Отсюда следует, что в соединениях NCl 3 и NI 3 степень окисленности азота равна -3, а в NF 3 она равна +3. Поэтому фторид азота отличается по свойствам от нитридов хлора и иода. Например, при взаимодействии с водой NCl 3 или NI 3 образуется аммиак, а в случае NF 3 получается оксид азота (III);

Атом азота в молекуле аммиака связан тремя ковалентными связями с атомами водорода и сохраняет при этом одну неподеленную электронную пару:

Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно-акцепторному способу четвертой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами. Этим объясняется чрезвычайно характерная для аммиака способность вступать в реакции присоединения.

Примеры сложных (комплексных) соединений, образуемых аммиаком в результате реакций присоединения, приведены в § 200 и 201, а также в главе XVIII. Выше уже было рассмотрено взаимодействие молекулы NH 3 с ионом водорода, приводящее к образованию иона аммония NH4:

В этой реакции аммиак служит акцептором протона и, следовательно, с точки зрения протонной теории кислот и оснований проявляет свойства основания. Действительно, реагируя с кислотами, находящимися в свободном состоянии или в растворе, аммиак нейтрализует их, образуя соли аммония. Например, с соляной кислотой получается хлорид аммония NH 4 Cl:

Взаимодействие аммиака с водой тоже приводит к образованию не только гидратов аммиака, но частично и иона аммония:

В результате концентрация ионов ОH - в растворе возрастает. Именно поэтому водные растворы аммиака обладают щелочной реакцией. Однако по установившейся традиции водный раствор аммиака обычно обозначают формулой NH 4 OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию этого раствора рассматривают как результат диссоциации молекул NH 4 OH.

Аммиак - слабое основание. При 18 0 C константа равновесия его ионизации (см. предыдущее уравнение) равна 1,8 10~ 5 . В 1 л одномолярного водного раствора аммиака содержится всего лишь 0,0042 эквивалента ионов ОН - и NH 4 ; такой раствор при 18 0 C имеет pH 11,77.

Большинство солей аммония бесцветны и хорошо растворимы в воде. По некоторым своим свойствам они подобны солям щелочных металлов, особенно калия (ионы K + и NH 4 имеют близкие размеры).

Поскольку водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, то соли аммония в растворах гидролизуются. Растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию.

Гидролиз иона аммония обычно записывают в такой форме:

Однако правильнее рассматривать его как обратимый переход протона от иона аммония к молекуле воды:

При добавлении щелочи к водному раствору какой-либо соли аммония ионы H 3 O + связываются ионами ОН" в молекулы воды, и равновесие гидролиза смещается вправо. Происходящий при этом процесс можно выразить уравнением:

При нагревании раствора аммиак улетучивается, в чем нетрудно убедиться по запаху. Таким образом, присутствие любой аммонийной соли в растворе можно обнаружить, нагревая раствор со щелочью (реакция на ион аммония).

Соли аммония термически неустойчивы. При нагревании они разлагаются. Это разложение может происходить обратимо или необратимо. Соли аммония, анион которых не является окислителем или лишь в слабой степени проявляет окислительные свойства, распадаются обратимо. Например, при нагревании хлорид аммония как бы возгоняется - разлагается на аммиак и хлороводород, которые на холодных частях сосуда вновь соединяются в хлорид аммония:

При обратимом распаде солей аммония, образованных нелетучими кислотами, улетучивается только аммиак. Однако продукты разложения - аммиак и кислота, будучи смешаны, вновь соединяются друг с другом. Примерами могут служить реакции распада сульфата аммония (NH 4) 2 SO 4 или фосфата аммония (NH 4) 3 PO 4 .

Соли аммония, анион которых проявляет более резко выраженные окислительные свойства, распадаются необратимо: протекает окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой ион аммония окисляется, а анион восстанавливается. Примерами могут служить распад NH 4 NO 2 (§ 136) или разложение нитрата аммония:

Аммиак и соли аммония находят широкое применение. Как уже говорилось, аммиак даже при невысоком давлении (0,7-0,8 МПа) легко превращается в жидкость. Поскольку при испарении жидкого аммиака поглощается большое количество теплоты (1,37 кДж/г), то жидкий аммиак используется в различных холодильных устройствах.

Водные растворы аммиака применяются в химических лабораториях и производствах как слабое легколетучее основание; их используют также в медицине и в быту. Но большая часть получаемого в промышленности аммиака идет на приготовление азотной кислоты, а также других азотсодержащих веществ. К важнейшим из них относятся азотные удобрения, прежде всего сульфат и нитрат аммония и карбамид.

Сульфат аммония (NH 4) 2 SO 4 служит хорошим удобрением и производится в больших количествах.

Нитрат аммония NH 4 NO 3 тоже применяется в качестве удобрения; процентное содержание усвояемого азота в этой соли выше, чем в других нитратах или солях аммония. Кроме того, нитрат аммония образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы), применяемые для взрывных работ.

Хлорид аммония, или нашатырь, NH 4 Cl применяется в красильном деле, в ситцепечатании, при паянии и лужении, а также в гальванических элементах. Применение хлорида аммония при паянии основано на том, что он способствует удалению с поверхности металла оксидных пленок, благодаря чему припой хорошо пристает к металлу. При соприкосновении сильно нагретого металла с хлоридом аммония оксиды, находящиеся на поверхности металла, либо восстанавливаются, либо переходят в хлориды. Последние, будучи более летучи, чем оксиды, удаляются с поверхности металла. Для случая меди и железа основные происходящие при этом процессы можно выразить такими уравнениями:

Первая из этих реакций является окислительно-восстановительной: медь, будучи менее активным металлом, чем железо, восстанавливается аммиаком, который образуется при нагревании NH 4 Cl.

Жидкий аммиак и насыщенные им растворы аммонийных солей применяют в качестве удобрений. Одним из главных преимуществ таких удобрений является повышенное содержание в них азота.