Аммоний

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск
Модель катиона аммония
Образование аммония

Аммоний (катион) — положительно заряженный полиатомный ион с химической формулой NH4+. Аммоний (катион) с противоионом образуют соли аммония, аммониевые соединения, последние входят в большой класс ониевых соединений.[1]. Ион аммония NH4+ является правильным тетраэдром с азотом в центре и атомами водорода в вершинах тетраэдра. Размер иона — 1,43 Å[2].

Существует также короткоживущий свободный радикал аммония с формулой NH4[3] (см. Свободный аммоний).

Диссоциация солей аммония[править | править вики-текст]

При диссоциации солей аммония в водных растворах образуется катион аммония, например:

NH4CI = NH4+ + Cl.

Свойства солей аммония[править | править вики-текст]

Большинство солей аммония — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и легко разлагающиеся при нагревании с выделением газов.

  • Прочность солей аммония сильно различается. Если записать реакцию аммиака с кислотами следующим образом:
NH3 + Н+X → [NH4]+X,

то чем сильнее кислотный остаток Х удерживает катион Н+, тем труднее происходит прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива её аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты HCl хлорид аммония NH4Cl вполне стабилен при комнатной температуре, а соль слабой угольной кислоты в этих условиях заметно разлагается.

Аммониевые соли летучих кислот при нагревании разлагаются, выделяя газообразные продукты, которые при охлаждении вновь образуют соль:

NH4Cl → NH3 + HCl → NH4Cl

Если соль образована нелетучей кислотой, то нагреванием можно удалить NH3:

NH4H2PO4 → Н3PO4 + NH3
  • Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при её нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, например:
(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 → N2O + 2H2O

Реакция для обнаружения аммония[править | править вики-текст]

Реакция для обнаружения аммония — выделение аммиака при действии едких щелочей на соли аммония:

NH4CI + NaOH = NH3 + H2O + NaCI

Широко используется для спектрофотометрического количественного анализа также реакция с реактивом Несслера.

«Свободный аммоний»[править | править вики-текст]

При взаимодействии раствора хлорида аммония с амальгамой натрия образуется «амальгама аммония» — тестообразная масса, выделяющая водород и аммиак[4].

При действии NH4I на синий раствор металлического натрия в жидком аммиаке наблюдается обесцвечивание, которое может быть интерпретировано как образование «свободного аммония»:

Na + NH4I = NaI + NH4.

Заметное разложение этого раствора с выделением водорода идет при температурах выше −40 °C, образовавшаяся бесцветная жидкость легко присоединяет иод (предположительно — по схеме: 2NH4 + I2 = 2NH4I), однако существование свободного радикала NH4 в этом случае сомнительно, в 1960-х годах предполагалось, что в этом растворе присутствуют сольватированные аммиаком атомы водорода H•NH3.[5].

Замещённые соединения аммония[править | править вики-текст]

Органические[править | править вики-текст]

Атомы водорода в аммонии могут быть замещены на органические радикалы. Существуют соединения одно-, двух-, трёх- и даже четырёхзамещённого аммония. Гидроксиды четырёхзамещённого аммония (например, гидроксид тетраметиламмония) могут быть выделены в свободном состоянии и являются намного более сильными щелочами, чем сам аммоний и его производные меньшей степени замещения.

Неорганические[править | править вики-текст]

Тетрафтораммоний [NF4]+ представляет собой аммоний, все четыре атома водорода в котором замещены фтором. Тетрафтораммоний является одним из немногих соединений, в которых азот имеет степень окисления +5, является сильнейшим окислителем и устойчив только в соединении с комплексными фтористыми анионами, например, тетрафторборатом [BF4].

См. также[править | править вики-текст]

Литература[править | править вики-текст]

Примечания[править | править вики-текст]

  1. Onium compounds// IUPAC Gold Book
  2. Н. С. Ахметов. Неорганическая химия. Учебное пособие для ВУЗов. — 2-е изд., перераб. и доп. — М.: Высшая школа, 1975. — С. 394. — 672 с.
  3. Некрасов, 1962, с. 339
  4. Некрасов, 1962, с. 659
  5. Некрасов, 1962, с. 347