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:

\mathsf{NH_4Cl \rightleftarrows NH_4^+ + 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. Чем сильнее кислота HX, тем более устойчива соль аммония. 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:

\mathsf{NH_4Cl \rightleftarrows NH_3 + HCl}

Если соль образована нелетучей кислотой, то нагревание протекает с разложением аммонийной соли:

\mathsf{NH_4H_2PO_4 \rightarrow NH_3 + H_3PO_4}
  • Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при её нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, например:
\mathsf{(NH_4)_2Cr_2O_7 \rightarrow Cr_2O_3 + N_2 + 4H_2O}
\mathsf{NH_4NO_3 \rightarrow N_2O + 2H_2O}

Реакция обнаружения аммония[править | править вики-текст]

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

\mathsf{NH_4Cl + NaOH \rightarrow NaCl + NH_3 + H_2O}

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»:

\mathsf{Na + NH_4I \rightarrow NaI + NH_4}

Заметное разложение этого раствора с выделением водорода идет при температурах выше −40 °C, образовавшаяся бесцветная жидкость легко присоединяет иод (предположительно — по схеме:

\mathsf{2NH_4 + I_2 \rightarrow 2NH_4I}

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