Аммиак. Соли аммония

атомом азота
в вершине;
Атом азота образует
с тремя

атомами водорода три ковалентные полярные связи по обменному механизму за счет трех неспаренных электронов;
У атома азота имеется одна электронная пара, за счет которой может быть образована одна связь
по донорно-акцепторному механизму

аммиака имеют
слабощелочную среду и окрашивают растворы индикатора:
лакмуса – в синий

цвет;
метилового оранжевого – в желтый цвет;
фенолфталеина – в малиновый цвет
NH3 + H2O ⇌ NH3•H3O ⇌ NH4OH ⇌ NH41+ + OH1−
гидрат аммиака гидроксид аммония
Водный раствор аммиака – слабое основание
Механизм образования катиона аммония:
Электронная пара атома азота (донор) NH3 взаимодействует
с вакантной электронной орбиталью протона водорода □H1+ (акцептор):

: NH3 + □H1+→ [NH4]1+

:

газообразного аммиака с газообразным хлороводородом образуется твердый мелкокристаллический хлорид аммония

NH3(газ) + HCI(газ) → NH4CI (твердый хлорид аммония)
б) раствора аммиака с раствором соляной кислоты происходит образование раствора хлорида аммония:
NH3(раствор) + HCI(раствор) → NH4CI (раствор)

образуя соли аммония:
а) с серной кислотой − сульфат или гидросульфат

аммония:
2NH3 + H2SO4 →(NH4)2SO4 сульфат аммония
NH3 + H2SO4 → NH4НSO4 гидросульфат аммония
б) с азотной кислотой − нитрат аммония:
NH3 + HNO3 → NH4NO3

реагирует
с растворами солей, образуя нерастворимые основания или нерастворимые амфотерные

гидроксиды:
а) 6NH3•Н2О + Al2(SO4)3 → 3(NH4)2SO4 + 2 Al(OH)3↓ гидроксид алюминия
б) 2NH3•Н2О + Zn(NO3)2→ 2NH4NO3 + Zn(OH)2↓
гидроксид цинка

– молекулы NH3 могут входить
в качестве лиганда в комплексные

соединения, благодаря своим электронодонорным свойствам.
Введение избытка аммиака в растворы солей приводит
к образованию их амминокомплексов:
CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4 − изменение окраски раствора с голубой на ярко-синюю
Cu(ОН)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](ОН)2 – растворение осадка голубого цвета, образование прозрачного ярко-синего раствора
Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH3)6](NO3)2 − изменение окраски раствора с зеленой на сине-фиолетовую

в низшей степени окисления, то аммиак проявляет свойства сильного восстановителя

аммиак до трифторида:
N–3H3 + 3F2 → N+3F3 + 3HF;
б) Хлор

окисляет аммиак до свободного азота:
2N–3H3 + 3Cl2 →N20 + 6HCl
8N–3H3 + 3Cl2 → N20 + 6N–3H4Cl (при избытке аммиака образуется
не хлороводород, а хлорид аммония)
в) Бром также окисляет аммиак до свободного азота:
2N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6HBr
8N–3H3 + 3Br2 → N20 + 6N–3H4Br
2. Взаимодействие с кислородом:
а) аммиак в кислороде горит зеленовато-желтым пламенем:
4N–3H3 + 3O2 → 2 N20 + 6H2O
б) каталитическое окисление
t°C, Pt
4N–3H3 + 5O2 → 4N+2O + 6H2O
3. Восстановление металлов из оксидов
2N–3H3 + 3Cu+2O = N20 + 3Cu0 + 3H2O

р=200 атм
N2(г) + 3H2(г) ⇌ 2NH3(г) + 91,84 кДж
400°C, Fe

Катализатор: пористое железо с примесями Al2O3, K2O

нагревании:
Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑

2. Гидролиз

нитридов металлов:
Mg3N2 + 3H2О → 3Mg(ОН)2↓ + 2NH3↑

этом возможны:
1) Не ОВР процессы – для галогенидов, сульфидов, карбонатов,

сульфатов, фосфатов;
2) ОВР процессы – для сульфитов, нитратов, нитритов, бихроматов

2NН3↑+ СО2↑ + Н2О

1.2. Гидрокарбонат аммония
t°C
NН4НСО3 → NН3↑+

СО2↑ + Н2О

1.3. Галогениды аммония
t°C
NН4Hal →NН3↑ + НHal↑
НHal = HF, HCl, HBr, HI

1.4. Сульфид аммония
t°C
(NH4)2S →2NН3↑ + H2S↑
1.5. Гидросульфид аммония
t°C
NH4НS →NН3↑ + H2S↑

2Н2О

2.2. Нитрат аммония
t°C
NН4NО3 → N2О↑+ 2Н2О
2.3. Бихромат аммония

t°C
(NН4)2Cr2O7 → N2↑ + 4H2O↑ + Cr2O3
2.4. Сульфит аммония
t°C
4(NH4)2SO3 → 3(NH4)2SO4 + 2NН3↑ + H2S↑

щелочами:
Ca(OH)2 + 2NH4Cl → CaCl2 + 2H2O + 2NH3↑
2.

Все соли аммония гидролизуются по катиону