Аммоний — полиатомный катион с химической формулой ${\displaystyle {\ce {NH4^+}}}$ . Аммоний с анионами образует соли аммония , аммониевые соединения , последние входят в большой класс ониевых соединений . Ион аммония N H ₄ ⁺ является правильным тетраэдром с азотом в центре и атомами водорода в вершинах тетраэдра. Размер иона — 1,43 Å .

Существует также короткоживущий свободный радикал аммония с формулой NH ₄ (см. ).

Диссоциация солей аммония

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

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl\rightleftarrows NH_{4}^{+}+Cl^{-}}}}$

Свойства солей аммония

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, тем более устойчива соль аммония. Так, соль сильной соляной кислоты хлорид аммония ${\displaystyle {\ce {NH4Cl}}}$ вполне стабилен при комнатной температуре, а соль слабой угольной кислоты карбонат аммония ${\displaystyle {\ce {(NH4)2CO3}}}$ в этих условиях заметно разлагается.

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

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl\rightleftarrows NH_{3}+HCl}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}H_{2}PO_{4}\rightarrow NH_{3}+H_{3}PO_{4}}}}$

• Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при её нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, например:

${\displaystyle {\mathsf {(NH_{4})_{2}Cr_{2}O_{7}\rightarrow Cr_{2}O_{3}+N_{2}+4H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}NO_{3}\rightarrow N_{2}O+2H_{2}O}}}$

• Восстановительные свойства аммония используются во взрывчатых веществах , например аммоналах .

Реакция обнаружения аммония

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

${\displaystyle {\mathsf {NH_{4}Cl+NaOH\rightarrow NaCl+NH_{3}+H_{2}O}}}$

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

«Свободный аммоний»

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

При действии иодида аммония ${\displaystyle {\ce {NH4I}}}$ на синий раствор металлического натрия в жидком аммиаке наблюдается обесцвечивание, которое может быть интерпретировано как образование «свободного аммония»:

${\displaystyle {\mathsf {Na+NH_{4}I\rightarrow NaI+NH_{4}}}}$

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

${\displaystyle {\mathsf {2NH_{4}+I_{2}\rightarrow 2NH_{4}I}}}$

однако существование свободного радикала ${\displaystyle {\ce {NH4}}}$ в этом случае сомнительно, в 1960-х годах предполагалось, что в этом растворе присутствуют сольватированные аммиаком атомы водорода ${\displaystyle {\ce {H.NH3}}}$ .

Замещённые соединения аммония

Органические

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

Тетрафтораммоний ${\displaystyle {\ce {[NF4]^+}}}$ 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, тетрафтороборатом ${\displaystyle {\ce {[BF4]^-}}}$ .

См. также

• Аммониевые соединения
• Гидроксоний

Литература

• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — 14-е изд. — М. : Госхимиздат, 1962. — 976 с.
• // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона : в 86 т. (82 т. и 4 доп.). — СПб. , 1890. — Т. Ia. — С. 658—661.

Примечания