Ammonium

Den aktuelle version af siden er endnu ikke blevet gennemgået af erfarne bidragydere og kan afvige væsentligt fra den version , der blev gennemgået den 16. marts 2021; checks kræver 6 redigeringer .

Ammonium er en polyatomisk kation med den kemiske formel . Ammonium med anioner danner ammoniumsalte , ammoniumforbindelser , sidstnævnte indgår i en stor klasse af oniumforbindelser [1] . Ammoniumionen N H 4 + er et regulært tetraeder med nitrogen i midten og hydrogenatomer i tetraederens spidser. Ionstørrelsen er 1,43 Å [2] . ${\ce {NH4^+))$

Der er også et kortvarigt ammoniumfrit radikal med formlen NH 4 [3] (se frit ammonium ).

Dissociation af ammoniumsalte

Under dissociationen af ammoniumsalte i vandige opløsninger dannes en ammoniumkation, for eksempel:

\mathsf{NH_4Cl \rightleftarrows NH_4^+ + Cl^-}

Egenskaber af ammoniumsalte

De fleste ammoniumsalte er farveløse krystallinske stoffer, letopløselige i vand og let nedbrydelige, når de opvarmes for at frigive gasser.

Styrken af ammoniumsalte varierer meget. Jo stærkere syren er, jo mere stabilt er ammoniumsaltet. Saltet af stærk saltsyre , ammoniumchlorid, er således ret stabilt ved stuetemperatur, mens saltet af svag kulsyre , ammoniumcarbonat, nedbrydes mærkbart under disse forhold. ${\ce {NH4Cl))$ ${\ce {(NH4)2CO3}}$

Ammoniumsalte af flygtige syrer nedbrydes ved opvarmning og frigiver gasformige produkter, som, når de afkøles, igen danner et salt:

\mathsf{NH_4Cl \rightleftarrows NH_3 + HCl}

Hvis saltet er dannet af en ikke-flygtig syre, fortsætter opvarmningen med nedbrydningen af ammoniumsaltet:

\mathsf{NH_4H_2PO_4 \rightarrow NH_3 + H_3PO_4}

Hvis ammoniumsaltanionen indeholder et oxiderende atom, opstår der en intramolekylær oxidations-reduktionsreaktion, når den opvarmes, for eksempel:

\mathsf{(NH_4)_2Cr_2O_7 \rightarrow Cr_2O_3 + N_2 + 4H_2O}

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

Ammoniums reducerende egenskaber bruges i sprængstoffer , såsom ammonaler .

Ammoniumdetektionsreaktion

Reaktionen til påvisning af ammonium er frigivelsen af ammoniak under påvirkning af kaustiske alkalier på ammoniumsalte:

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

Udbredt brugt til spektrofotometrisk kvantitativ analyse er også reaktionen med Nesslers reagens.

"Fri ammonium"

Når en ammoniumchloridopløsning interagerer med natriumamalgam, dannes et "ammoniumamalgam" - en dejagtig masse, der frigiver brint og ammoniak [4] .

Under påvirkning af ammoniumiodid på en blå opløsning af metallisk natrium i flydende ammoniak observeres en misfarvning, som kan fortolkes som dannelsen af "frit ammonium": ${\ce {NH4I))$

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

En mærkbar nedbrydning af denne opløsning med frigivelse af brint forekommer ved temperaturer over -40 ° C, den resulterende farveløse væske binder let jod (formodentlig i henhold til skemaet):

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

eksistensen af et frit radikal i dette tilfælde er dog tvivlsomt, i 1960'erne blev det antaget, at brintatomer opløst af ammoniak var til stede i denne opløsning [5] . ${\ce {NH4))$ ${\ce {H.NH3))$

Substituerede ammoniumforbindelser

Økologisk

Hydrogenatomer i ammonium kan erstattes af organiske radikaler. Der er forbindelser af en-, to-, tre- og endda fire-substitueret ammonium. Firedobbelte ammoniumhydroxider (for eksempel tetramethylammoniumhydroxid ) kan isoleres i fri tilstand og er meget stærkere alkalier end ammonium selv og dets derivater med en lavere substitutionsgrad.

Uorganisk

Tetrafluorammonium er ammonium, hvor alle fire brintatomer er blevet erstattet af fluor . Tetrafluorammonium er en af de få forbindelser, hvor nitrogen har en oxidationstilstand på +5, er det stærkeste oxidationsmiddel og kun er stabilt i kombination med komplekse fluoranioner, for eksempel tetrafluorborat . ${\ce {[NF4]^+))$ ${\ce {[BF4]^-}}$

Se også

Litteratur

Nekrasov BV Fundamentals of General Chemistry. - 14. udg. - M. : Goshimizdat, 1962. - 976 s.
Ammonium // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 bind (82 bind og 4 yderligere). - Sankt Petersborg. , 1890. - T. Ia. - S. 658-661.

Noter

↑ Oniumforbindelser// IUPAC Gold Book . Hentet 19. juli 2012. Arkiveret fra originalen 15. november 2016. (ubestemt)
↑ N. S. Akhmetov. Uorganisk kemi. Lærebog for gymnasier. - 2. udg., revideret. og yderligere - M . : Højere skole, 1975. - S. 394. - 672 s.
↑ Nekrasov, 1962 , s. 339.
↑ Nekrasov, 1962 , s. 659.
↑ Nekrasov, 1962 , s. 347.