Разложение гидроксида аммония уравнение реакции

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2HgO = 2Hg + O₂

Видео:Реакции разложения. Как понять?Скачать

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li₂O + H₂O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag₂O + H₂O

2CuOH = Cu₂O + H₂O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например , кремниевая кислота:

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например , при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

При нагревании выше 100 о С продукты распада несколько отличаются:

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

Видео:Гидролиз солей. 9 класс.Скачать

Разложение солей

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Разложение хлоридов

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl₂

Хлорид аммония при нагревании выше 340 о С разлагается:

Видео:Все реакции разложения в неорганике | Химия ЕГЭ 2022 | УмскулСкачать

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например , разложение нитрата калия:

Видеоопыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 о С:

При более сильном нагревании (выше 500 о С) нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до металла, диоксида азота и кислорода:

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270 о С оксида азота (I) и воды:

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

Видео:Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Карбонат аммония разлагается при 30 о С на гидрокарбонат аммония и аммиак:

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100 о С разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

При нагревании до 1200 о С образуются оксиды:

Видео:Задание 17: Реакции исключения - разложение дихромата аммония и перманганата калия | Химия ЕГЭСкачать

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Видео:8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Видео:Аммиак: как образуется и с чем реагирует? #аммиак #химия #видеоурок #егэхимияСкачать

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

Видео:Термическое разложение солей аммония #химия #химияпросто #химияегэ #огэхимия #easy.chemis.tryСкачать

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

Видеоопыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

Видео:Вулкан: разложение дихромата аммонияСкачать

Разложение перманганата калия

Видео:Химические уравнения - Как составлять уравнения реакций // Составление Уравнений Химических РеакцийСкачать

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

Видео:«Продукты разложения нитрита и нитрата аммония» #умскул_химия #умскул #богданчагинСкачать

Гидроксид аммония: строение, свойства и применение

Гидроксид аммония: строение, свойства и применение — Наука

Видео:Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Содержание:

В гидроксид аммония представляет собой соединение с молекулярной формулой NH₄ой ой₅NO образуется при растворении газообразного аммиака (NH₃) в воде. По этой причине ее называют аммиачной водой или жидким аммиаком.

Это бесцветная жидкость с очень интенсивным и резким запахом, который невозможно изолировать. Эти характеристики напрямую связаны с концентрацией NH.₃ растворяется в воде; концентрация, которая на самом деле, будучи газом, может содержать огромное количество его, растворенного в небольшом объеме воды.

Достаточно небольшая часть этих водных растворов состоит из катионов NH.₄ + и анионы ОН – . С другой стороны, в очень разбавленных растворах или в замороженных твердых веществах при очень низких температурах аммиак может быть найден в форме гидратов, таких как: NH₃∙ H₂Или, 2NH₃∙ H₂O и NH₃∙ 2H₂ИЛИ.

Любопытный факт: облака Юпитера состоят из разбавленных растворов гидроксида аммония. Однако космический зонд «Галилео» не смог найти воду в облаках планеты, чего можно было ожидать, учитывая имеющиеся у нас знания об образовании гидроксида аммония; то есть это кристаллы NH₄ОН полностью безводный.

Ион аммония (NH₄ + ) образуется в просвете почечных канальцев путем объединения аммиака и водорода, секретируемого клетками почечных канальцев. Аналогичным образом аммиак вырабатывается в клетках почечных канальцев в процессе превращения глутамина в глутамат и, в свою очередь, в превращении глутамата в α-кетоглутарат.

Аммиак производят в промышленных масштабах по методу Габера-Боша, при котором газы азота и водорода вступают в реакцию; с использованием иона трехвалентного железа, оксида алюминия и оксида калия в качестве катализаторов. Реакция проводится при высоком давлении (150-300 атмосфер) и высокой температуре (400-500 ºC) с выходом 10-20%.

Аммиак образуется в реакции, которая при окислении дает нитриты и нитраты. Они необходимы для получения азотной кислоты и удобрений, таких как нитрат аммония.

Видео:Реакции разложенияСкачать

Химическая структура

Как указывает его определение, гидроксид аммония состоит из водного раствора газообразного аммиака. Следовательно, внутри жидкости нет никакой определенной структуры, кроме структуры случайного расположения ионов NH.₄ + и ОН – сольватируется молекулами воды.

Ионы аммония и гидроксила являются продуктами равновесия гидролиза в аммиаке, поэтому эти растворы обычно имеют резкий запах:

Согласно химическому уравнению, сильное снижение концентрации воды сместило бы равновесие в сторону образования большего количества аммиака; то есть, когда гидроксид аммония нагревается, пары аммиака будут выделяться.

По этой причине ионы NH₄ + и ОН – не образуют кристалл в земных условиях, что приводит к твердому основанию NH₄ОН не существует.

Указанное твердое вещество должно состоять только из электростатически взаимодействующих ионов (как показано на изображении).

Видео:Разложение дихромата аммонияСкачать

Аммиачный лед

Однако при температурах значительно ниже 0ºC и в окружении огромных давлений, таких как те, что преобладают в ядрах замороженных лун, аммиак и вода замерзают. При этом они кристаллизуются в твердую смесь с различными стехиометрическими пропорциями, самой простой из которых является NH₃∙ H₂O: моногидрат аммиака.

NH₃∙ H₂O и NH₃∙ 2H₂Или это аммиачный лед, поскольку твердое вещество состоит из кристаллической структуры молекул воды и аммиака, связанных водородными связями.

При изменении T и P, согласно компьютерным исследованиям, моделирующим все физические переменные и их влияние на эти льды, происходит переход фазы NH₃∙ нГн₂Или к фазе NH₄ОЙ.

Следовательно, только в этих экстремальных условиях NH₄ОН может существовать как продукт протонирования во льду между NH₃ а H₂ИЛИ:

Обратите внимание, что на этот раз, в отличие от гидролиза аммиака, вовлеченные частицы находятся в твердой фазе. Аммиачный лед, который становится соленым без выделения аммиака.

Видео:Получение ОКСИДА КАЛЬЦИЯ. Разложение КАРБОНАТА КАЛЬЦИЯ ( МЕЛА). Реакция с водой. Опыты по химииСкачать

Физические и химические свойства

Видео:Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

Молекулярная формула

Видео:Неорганика: разложения солей нитрата и нитрита аммония| ХИМИЯ ЕГЭ | Лия Менделеева и Юля НеонСкачать

Молекулярный вес

вид

Это бесцветная жидкость.

Концентрация

Примерно до 30% (для ионов NH₄ + и ОН – ).

Запах

Очень сильный и резкий.

Вкус

Пороговое значение

34 ppm для неспецифического обнаружения.

Точка кипения

Растворимость

Он существует только в водном растворе.

Растворимость воды

Смешивается в неограниченных пропорциях.

Плотность

0,90 г / см 3 при 25 ° С.

Плотность паров

Относительно воздуха, взятого за единицу: 0,6. То есть он менее плотный, чем воздух. Однако логически указанное значение относится к аммиаку как к газу, а не к его водным растворам или NH.₄ОЙ.

Давление газа

2160 мм рт. Ст. При 25 ° C.

Коррозионное действие

Он способен растворять цинк и медь.

pH

11,6 (1 н. Раствор); 11,1 (раствор 0,1 N) и 10,6 (0,01 н. раствор).

Константа диссоциации

pKb = 4,767; Кб = 1,71 х 10 -5 при 20 ºC

pKb = 4,751; Кб = 1,774 х 10 -5 при 25 ºС.

Повышение температуры практически незаметно увеличивает основность гидроксида аммония.

Номенклатура

Какие общепринятые и официальные имена получает NH?₄ОЙ? Согласно тому, что установлено IUPAC, его название — гидроксид аммония, потому что он содержит гидроксильный анион.

Аммоний, из-за его заряда +1, является одновалентным, поэтому, используя номенклатуру акций, он называется: гидроксид аммония (I).

Хотя использование термина гидроксид аммония технически некорректно, поскольку это соединение невозможно выделить (по крайней мере, не на Земле, как подробно объясняется в первом разделе).

Также гидроксид аммония называется аммиачной водой и жидким аммиаком.

Растворимость

NH₄ОН не существует в виде соли в земных условиях, невозможно оценить, насколько он растворим в различных растворителях.

Однако ожидается, что он будет чрезвычайно растворим в воде, поскольку при его растворении высвобождаются огромные количества NH.₃. Теоретически это был бы отличный способ хранения и транспортировки аммиака.

В других растворителях, способных принимать водородные связи, таких как спирты и амины, можно было ожидать, что он также будет в них хорошо растворим. Здесь катион NH₄ + является донором водородной связи, а OH – служит обоими.

Примеры этих взаимодействий с метанолом: H₃N + -H — OHCH₃ и HO – — HOCH₃ (УВКН₃ указывает на то, что кислород получает водородную связь, а не то, что метильная группа связана с H).

Риски

-При попадании в глаза вызывает раздражение, которое может привести к повреждению глаз.

-Это въедливо. Поэтому при попадании на кожу он может вызвать раздражение, а при высоких концентрациях реагента — ожоги кожи. Повторяющийся контакт гидроксида аммония с кожей может вызвать ее сухость, зуд и покраснение (дерматит).

— Вдыхание спрея гидроксида аммония может вызвать острое раздражение дыхательных путей, характеризующееся удушьем, кашлем или одышкой. Продолжительное или повторяющееся воздействие вещества может привести к рецидивирующим инфекциям бронхов. Также вдыхание гидроксида аммония может вызвать раздражение легких.

— Воздействие высоких концентраций гидроксида аммония может потребовать неотложной медицинской помощи, поскольку может произойти скопление жидкости в легких (отек легких).

-Концентрация 25 ppm была принята как предел воздействия при 8-часовой рабочей смене в среде, где рабочий подвергается вредному воздействию гидроксида аммония.

Реактивность

-Помимо потенциального вреда для здоровья от воздействия гидроксида аммония, существуют другие меры предосторожности, которые необходимо учитывать при работе с веществом.

-Гидроксид аммония может реагировать со многими металлами, такими как: серебро, медь, свинец и цинк. Он также реагирует с солями этих металлов с образованием взрывоопасных соединений и выделением газообразного водорода; который, в свою очередь, является легковоспламеняющимся и взрывоопасным.

-Он может бурно реагировать с сильными кислотами, например: соляной кислотой, серной кислотой и азотной кислотой. Аналогичным образом он реагирует с диметилсульфатом и галогенами.

-Реагирует с сильными основаниями, такими как гидроксид натрия и гидроксид калия, с образованием газообразного аммиака. В этом можно убедиться, наблюдая равновесие в растворе, в котором добавка ионов ОН – сдвигает равновесие к образованию NH₃.

-Медь и алюминий, а также другие оцинкованные металлы не должны использоваться при работе с гидроксидом аммония из-за его коррозионного воздействия на них.

Приложения

В еде

-Он используется в качестве добавки во многие пищевые продукты, в которых он действует как разрыхлитель, регулятор pH и отделочный агент для поверхности пищи.

— Список продуктов, в которых используется гидроксид аммония, обширен и включает выпечку, сыры, шоколадные конфеты, конфеты и пудинги.

-Гидроксид аммония классифицируется FDA как безвредное вещество для пищевой промышленности, если соблюдаются установленные стандарты.

-В мясных продуктах он используется в качестве противомикробного агента, способного уничтожать бактерии, такие как кишечная палочка, снижая его до неопределяемого уровня. Бактерии обнаруживаются в кишечнике крупного рогатого скота, адаптируясь к кислой среде. Регулируя pH, гидроксид аммония препятствует росту бактерий.

Терапия

-Гидроксид аммония имеет несколько терапевтических применений, в том числе:

-10% раствор применяется как стимулятор дыхательного рефлекса.

-Наружно он используется на коже для лечения укусов и укусов насекомых.-Он действует на пищеварительную систему как антацидное и ветрогонное средство, то есть помогает выводить газы.

Кроме того, он используется в качестве местного рубифицирующего средства при острой и хронической скелетно-мышечной боли. Вследствие омолаживающего действия гидроксида аммония наблюдается местное усиление кровотока, покраснение и раздражение.

Промышленное и разное

— Действует по снижению NOx (высокореактивных газов, таких как оксид азота (NO) и диоксид азота (NO₂)) для выбросов аккумуляторных батарей и снижения выбросов NOx в дымовых газах.

-Используется как пластификатор; добавка для красок и для обработки поверхностей.

-Увеличивает пористость волос, позволяя пигментам краски проникать лучше, что обеспечивает лучший результат.

-Гидроксид аммония используется как противомикробное средство при очистке сточных вод. Кроме того, он участвует в синтезе хлорамина. Это вещество выполняет ту же функцию, что и хлор, при очистке воды в бассейне, но имеет то преимущество, что оно менее токсично.

-Используется как ингибитор коррозии в процессе нефтепереработки.

-Он используется в качестве чистящего средства в различных промышленных и коммерческих продуктах, используется на различных поверхностях, включая нержавеющую сталь, фарфор, стекло и духовку.

-Кроме того, он используется в производстве моющих средств, мыла, фармацевтических препаратов и чернил.

В сельском хозяйстве

Хотя гидроксид аммония не вводится непосредственно в качестве удобрения, он выполняет эту функцию. Аммиак производится из атмосферного азота по методу Габера-Боша и транспортируется охлажденным до температуры ниже точки кипения (-33 ºC) к местам его использования.

Аммиак под давлением вводится в виде пара в почву, где он немедленно вступает в реакцию с почвенной водой и переходит в форму аммония (NH₄ + ), который удерживается в катионообменных центрах почвы. Кроме того, производится гидроксид аммония. Эти соединения являются источником азота.

Наряду с фосфором и калием азот составляет триаду основных питательных веществ растений, необходимых для их роста.

Разложение гидроксида аммония уравнение реакции

Урок посвящен изучению темы «Аммиак». Вы узнаете о свойствах соединений азота, в которых он проявляет степень окисления -3, в какие химические реакции и при каких условиях вступает аммиак.

Аммиак был впервые выделен в чистом виде Дж. Пристли в 1774 году, который назвал его «щелочной воздух» (англ. alkaline air). Через одиннадцать лет, в 1785 году К. Бертолле установил точный химический состав аммиака. С того времени в мире начались исследования по получению аммиака из азота и водорода.

Аммиак (в европейских языках его название звучит как «аммониак») своим названием обязан оазису Аммона в Северной Африке, расположенному на перекрестке караванных путей. В жарком климате мочевина (NH₂)₂CO, содержащаяся в продуктах жизнедеятельности животных, разлагается особенно быстро. Одним из продуктов разложения и является аммиак. По другим сведениям, аммиак получил своё название от древнеегипетского слова амониан. Так называли людей, поклоняющихся богу Амону. Они во время своих ритуальных обрядов нюхали нашатырь NH₄Cl, который при нагревании испаряет аммиак.

I. Строение молекулы аммиака

Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота в вершине. Три неспаренных p-электрона атома азота участвуют в образовании полярных ковалентных связей с 1s-электронами трёх атомов водорода (связи N−H), четвёртая пара внешних электронов является неподелённой, она может образовать донорно-акцепторную связь с ионом водорода, образуя ион аммония NH₄ + .

Вид химической связи: ковалентная полярная, три одинарные σ — сигма связи N-H.

II. Физические свойства аммиака

При нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит. По физиологическому действию на организм относится к группе веществ удушающего и нейротропного действия, способных при ингаляционном поражении вызвать токсический отёк лёгких и тяжёлое поражение нервной системы. Пары аммиака сильно раздражают слизистые оболочки глаз и органов дыхания, а также кожные покровы. Это мы и воспринимаем как резкий запах. Пары аммиака вызывают обильное слезотечение, боль в глазах, химический ожог конъюктивы и роговицы, потерю зрения, приступы кашля, покраснение и зуд кожи. Растворимость NH₃ в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды.

III. Получение аммиака

В лаборатории

В промышленности

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония:

Внимание! Гидроксид аммония неустойчивое основание, разлагается: NH₄OH ↔ NH₃↑ + H₂O

При получении аммиака держите пробирку — приёмник дном кверху, так как аммиак легче воздуха:

Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота:

• катализатор – пористое железо
• температура – 450 – 500 ˚С
• давление – 25 – 30 МПа

Это так называемый процесс Габера (немецкий физик, разработал физико-химические основы метода)

IV. Химические свойства аммиака

Для аммиака характерны реакции:

1. C изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)
2. Без изменения степени окисления атома азота (присоединение)

1. Реакции с изменением степени окисления атома азота (реакции окисления)

NH₃ – сильный восстановитель

• Взаимодействие с кислородом

2. Каталитическое окисление амииака (катализатор Pt – Rh, температура)

• Взаимодействие с оксидами металлов

• Взаимодействие с сильными окислителями

• Аммиак – непрочное соединение, при нагревании разлагается

2. Реакции без изменения степени окисления атома азота (присоединение —Образование иона аммония NH₄ + по донорно-акцепторному механизму)

Видео — эксперимент: “Качественная реакция на аммиак”

Видео — эксперимент: «Фонтан»

Видео — эксперимент: «Растворение аммиака в воде»

V. Применение аммиака

По объемам производства аммиак занимает одно из первых мест; ежегодно во всем мире получают около 100 миллионов тонн этого соединения. Аммиак выпускается в жидком виде или в виде водного раствора – аммиачной воды, которая обычно содержит 25% NH₃. Огромные количества аммиака далее используются для получения азотной кислоты, которая идет на производство удобрений и множества других продуктов. Аммиачную воду применяют также непосредственно в виде удобрения, а иногда поля поливают из цистерн непосредственно жидким аммиаком. Из аммиака получают различные соли аммония, мочевину, уротропин. Его применяют также в качестве дешевого хладагента в промышленных холодильных установках.

Аммиак используется также для получения синтетических волокон, например, найлона и капрона. В легкой промышленности он используется при очистке и крашении хлопка, шерсти и шелка. В нефтехимической промышленности аммиак используют для нейтрализации кислотных отходов, а в производстве природного каучука аммиак помогает сохранить латекс в процессе его перевозки от плантации до завода. Аммиак используется также при производстве соды по методу Сольве. В сталелитейной промышленности аммиак используют для азотирования – насыщения поверхностных слоев стали азотом, что значительно увеличивает ее твердость.

Медики используют водные растворы аммиака (нашатырный спирт) в повседневной практике: ватка, смоченная в нашатырном спирте, выводит человека из обморочного состояния. Для человека аммиак в такой дозе не опасен.

VI. Соли аммония

1. Составление формул солей аммония

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

2. Физические свойства

Кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

3. Получение

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

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

4. Химические свойства

Общие свойства

1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах полностью)

NH4Cl → NH4 + + Cl —

2. Взаимодействие с кислотами (реакция обмена)

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

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

CO3 2- + 2H + → Н2O + CO2­

Взаимодействие с солями (реакция обмена)

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

2NH4 + + SO4 2- + Ba 2+ + 2NO3 — → BaSO4↓ + 2NH4 + + 2NO3 —

Ba 2+ + SO4 2- → BaSO4↓

Спецефические 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 +

5. 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 NH4Cl — в гальванических элементах (сухих батареях), при пайке и лужении, в текстильной промышленности, как удобрение, в ветеринарии.

VII. Закрепление

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

Химические свойства, общие с другими солями