Взаимодействие аммония с металлами

Обновлено: 21.09.2024

Большинство солей аммония – бесцветные твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. По своему строению, цвету и другим свойствам они похожи на соответствующие соли натрия или калия, поскольку ионы Na + , K + и NH₄ + имеют близкие размеры.

Химические свойства солей аммония

Водный раствор аммиака представляет собой слабое основание, поэтому соли аммония гидролизуются в растворах. Растворы солей, образованных аммиаком и сильными кислотами, имеют слабокислую реакцию. Гидролиз иона аммония протекает следующим образом:

Присутствие соли аммония в растворе можно обнаружить, нагревая соответствующий раствор, при этом происходит разложение соли – аммиак улетучивается, в чем можно убедиться по характерному резкому запаху.

Термическое разложение солей может протекать двояко – обратимо или необратимо. Соли аммония, анион которых не является окислителем или проявляет слабые окислительные свойства, распадаются обратимо. Например:

Соли аммония, анион которых проявляет более резко выраженные окислительные свойства, распадаются необратимо: протекает ОВР, в ходе которой ион аммония окисляется, а анион восстанавливается. Например:

Взаимодействие солей аммония с кислотами и другими солями протекает по обменному механизму. Например:

Качественной реакцией на ион аммония является реакция взаимодействия солей аммония со щелочами при нагревании, в результате чего происходит выделение аммиака, что определяют по характерному резкому запаху (запах «нашатырного спирта»):

Важнейшие представители

К важнейшим представителям солей аммония относятся сульфат, нитрат и хлорид аммония.

Сульфат аммония ((NH₄)₂SO₄) — бесцветные прозрачные кристаллы (или белый порошок) без запаха. Его получают путем действия серной кислоты на раствор аммиака и по обменной реакции между другими солями:

Сульфат аммония нашел широкое применение в качестве минерального удобрения, используется в производстве вискозы, в пищевой промышленности и т.д.

Нитрат аммония (NH₄NO₃) – кристаллическое вещество белого цвета. В промышленных масштабах нитрат аммония получают действие концентрированной азотной кислоты на безводный аммиак:

Нитрат аммония применяют в качестве минерального удобрения – содержание азота в нем выше, чем в других используемых удобрениях. Он образует взрывчатые смеси с горючими веществами (аммоналы), поэтому его используют для взрывных работ.

Хлорид аммония (нашатырь) (NH₄Cl) представляет собой белый кристаллический порошок без запаха. Основной промышленный способ получения хлорида аммония — упаривание маточного раствора, остающегося после отделения гидрокарбоната натрия после реакции, в которой углекислый газ пропускают через раствор аммиака и хлорида натрия:

Хлорид аммония используется в красильном деле, в ситцепечатании, при паянии и лужении, а также, в гальванических элементах.

Соли аммония: получение и химические свойства

Соли аммония – это соли, состоящие из катиона аммония и аниона кислотного остатка .

Способы получения солей аммония

1. Соли аммония можно получить взаимодействием аммиака с кислотами . Реакции подробно описаны выше.

2. Соли аммония также получают в обменных реакциях между солями аммония и другими солями.

Например , хлорид аммония реагирует с нитратом серебра:

3. Средние соли аммония можно получить из кислых солей аммония . При добавлении аммиака кислая соль переходит в среднюю.

Например , гидрокарбонат аммония реагирует с аммиаком с образованием карбоната аммония:

Химические свойства солей аммония

1. Все соли аммония – сильные электролиты , почти полностью диссоциируют на ионы в водных растворах:

NH₄Cl ⇄ NH₄ + + Cl –

2. Соли аммония проявляют свойства обычных растворимых солей –вступают в реакции обмена с щелочами, кислотами и растворимыми солями , если в продуктах образуется газ, осадок или образуется слабый электролит.

Например , карбонат аммония реагирует с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ:

Соли аммония реагируют с щелочами с образованием аммиака.

Например , хлорид аммония реагирует с гидроксидом калия:

NH₄Cl + KOH → KCl + NH₃ + H₂O

Взаимодействие с щелочами — качественная реакция на ионы аммония. Выделяющийся аммиак можно обнаружить по характерному резкому запаху и посинению лакмусовой бумажки.

3. Соли аммония подвергаются гидролизу по катиону , т.к. гидроксид аммония — слабое основание:

4. При нагревании соли аммония разлагаются . При этом если соль не содержит анион-окислителя, то разложение проходит без изменения степени окисления атома азота. Так разлагаются хлорид, карбонат, сульфат, сульфид и фосфат аммония:

Если соль содержит анион-окислитель, то разложение сопровождается изменением степени окисления атома азота иона аммония. Так протекает разложение нитрата, нитрита и дихромата аммония:

При температуре выше 300°C:

Разложение бихромата аммония («вулканчик»). Оранжевые кристаллы дихромата аммония под действием горящей лучинки бурно реагируют. Дихромат аммония – особенная соль, в ее составе – окислитель и восстановитель. Поэтому «внутри» этой соли может пройти окислительно-восстановительная реакция (внутримолекулярная ОВР):

Окислитель – хром (VI) превращается в хром (III), образуется зеленый оксид хрома. Восстановитель – азот, входящий в состав иона аммония, превращается в газообразный азот. Итак, дихромат аммония превращается в зеленый оксид хрома, газообразный азот и воду. Реакция начинается от горящей лучинки, но не прекращается, если лучинку убрать, а становится еще интенсивней, так как в процессе реакции выделяется теплота, и, начавшись от лучинки, процесс лавинообразно развивается. Оксид хрома (III) – очень твердое, тугоплавкое вещество зеленого цвета, его используют как абразив. Температура плавления – почти 2300 градусов. Оксид хрома – очень устойчивое вещество, не растворяется даже в кислотах. Благодаря устойчивости и интенсивной окраске окись хрома используется при изготовлении масляных красок.

Видеоопыт разложения дихромата аммония можно посмотреть здесь.

Химические свойства и способы получения солей

Перед изучением этого раздела рекомендую прочитать следующую статью:

Соли – это сложные вещества, которые состоят из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

Классификация солей

Получение солей

1. Соли можно получить взаимодействием кислотных оксидов с основными.

кислотный оксид + основный оксид = соль

Например , оксид серы (VI) реагирует с оксидом натрия с образованием сульфата натрия:

2. Взаимодействие кислот с основаниями и амфотерными гидроксидами. При этом щелочи взаимодействуют с любыми кислотами: и сильными, и слабыми.

Щелочь + любая кислота = соль + вода

Например , гидроксид натрия реагирует с соляной кислотой:

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

При взаимодействии щелочей с избытком многоосновной кислоты образуются кислые соли.

Например , гидроксид калия взаимодействует с избытком фосфорной кислоты с образованием гидрофосфата калия или дигидрофосфата калия:

Нерастворимые основания реагируют только с растворимыми кислотами.

Нерастворимое основание + растворимая кислота = соль + вода

Например , гидроксид меди (II) реагирует с серной кислотой:

Все амфотерные гидроксиды — нерастворимые. Следовательно, они ведут себя как нерастворимые основания при взаимодействии с кислотами:

Амфотерный гидроксид + растворимая кислота = соль + вода

Например , гидроксид цинка (II) реагирует с соляной кислотой:

Также соли образуются при взаимодействии аммиака с кислотами (аммиак проявляет основные свойства).

Аммиак + кислота = соль

Например , аммиак реагирует с соляной кислотой:

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами и амфотерными оксидами. При этом растворимые кислоты взаимодействуют с любыми основными оксидами.

Растворимая кислота + основный оксид = соль + вода

Растворимая кислота + амфотерный оксид = соль + вода

Например , соляная кислота реагирует с оксидом меди (II):

2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O

4. Взаимодействие оснований с кислотными оксидами. Сильные основания взаимодействуют с любыми кислотными оксидами.

Щёлочь + кислотный оксид → соль + вода

Например , гидроксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия:

При взаимодействии щелочей с избытком кислотных оксидов, которым соответствуют многоосноосновные кислоты, образуются кислые соли.

Например , при взаимодействии гидроксида натрия с избытком углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

Нерастворимые основания взаимодействуют только с кислотными оксидами сильных кислот.

Например , гидроксид меди (II) взаимодействует с оксидом серы (VI), но не вступает в реакцию с углекислым газом:

5. Соли образуются при взаимодействии кислот с солями. Нерастворимые соли взаимодействуют только с более сильными кислотами (более сильная кислота вытесняет менее сильную кислоту из соли). Растворимые соли взаимодействуют с растворимыми кислотами, если в продуктах реакции есть осадок, газ или вода или слабый электролит.

Например: карбонат кальция CaCO₃ (нерастворимая соль угольной кислоты) может реагировать с более сильной серной кислотой.

Силикат натрия (растворимая соль кремниевой кислоты) взаимодействует с соляной кислотой, т.к. в ходе реакции образуется нерастворимая кремниевая кислота:

6. Соли можно получить окислением оксидов, других солей, металлов и неметаллов (в щелочной среде) в водном растворе кислородом или другими окислителями.

Например , кислород окисляет сульфит натрия до сульфата натрия:

7. Еще один способ получения солей — взаимодействие металлов с неметаллами . Таким способом можно получить только соли бескислородных кислот.

Например , сера взаимодействует с кальцием с образованием сульфида кальция:

Ca + S → CaS

8. Соли образуются при растворении металлов в кислотах . Минеральные кислоты и кислоты-окислители (азотная кислота, серная концентрированная кислота) реагируют с металлами по-разному.

Кислоты-окислители реагируют с металлами с образованием продуктов восстановления азота и серы. Водород в таких реакциях не выделяется!

Минеральные кислоты реагируют по схеме:

металл + кислота → соль + водород

При этом с кислотами реагируют только металлы, расположенные в ряду активности левее водорода. А образуется соль металла с минимальной степенью окисления.

Например , железо растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂

9. Соли образуются при взаимодействии щелочей с металлами в растворе и расплаве. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция, в растворе образуется комплексная соль и водород, в расплаве — средняя соль и водород.

! Обратите внимание! С щелочами в растворе реагируют только те металлы, у которых оксид с минимальной положительной степенью окисления металла амфотерный!

Например , железо не реагирует с раствором щёлочи, оксид железа (II) — основный. А алюминий растворяется в водном растворе щелочи, оксид алюминия — амфотерный:

2Al + 2NaOH + 6 H₂ + O = 2Na[ Al +3 (OH)₄] + 3 H₂ 0

10. Соли образуются при взаимодействии щелочей с неметаллами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Как правило, неметаллы диспропорционируют в щелочах. Не реагируют с щелочами кислород, водород, азот, углерод и инертные газы (гелий, неон, аргон и др.):

NaOH +О₂ ≠

NaOH +N₂ ≠

NaOH +C ≠

Сера, хлор, бром, йод, фосфор и другие неметаллы диспропорционируют в щелочах (т.е. самоокисляются-самовосстанавливаются).

Например , хлор при взаимодействии с холодной щелочью переходит в степени окисления -1 и +1:

2NaOH + Cl₂ 0 = NaCl — + NaOCl + + H₂O

Хлор при взаимодействии с горячей щелочью переходит в степени окисления -1 и +5:

6NaOH + Cl₂ 0 = 5NaCl — + NaCl +5 O₃ + 3H₂O

Кремний окисляется щелочами до степени окисления +4.

Например , в растворе:

2NaOH + Si 0 + H₂ + O= Na₂Si +4 O₃ + 2H₂ 0

Фтор окисляет щёлочи:

2F₂ 0 + 4NaO -2 H = O₂ 0 + 4NaF — + 2H₂O

Более подробно про эти реакции можно прочитать в статье Окислительно-восстановительные реакции.

11. Соли образуются при взаимодействии солей с неметалами. При этом протекают окислительно-восстановительные реакции. Один из примеров таких реакций — взаимодействие галогенидов металлов с другими галогенами. При этом более активный галоген вытесняет менее активный из соли.

Например , хлор взаимодействует с бромидом калия:

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

Но не реагирует с фторидом калия:

KF +Cl₂ ≠

Химические свойства солей

1. В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов Ме + и анионы кислотных остатков. При этом растворимые соли диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практически не диссоциируют, либо диссоциируют только частично.

Например , хлорид кальция диссоциирует почти полностью:

CaCl₂ → Ca 2+ + 2Cl –

Кислые и основные соли диссоциируют cтупенчато. При диссоциации кислых солей сначала разрываются ионные связи металла с кислотными остатком, затем диссоциирует кислотный остаток кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка.

Например , гидрокарбонат натрия диссоциирует в две ступени:

NaHCO₃ → Na + + HCO₃ –

HCO₃ – → H + + CO₃ 2–

Основные соли также диссоциируют ступенчато.

Например , гидроксокарбонат меди (II) диссоциирует в две ступени:

CuOH + → Cu 2+ + OH –

Двойные соли диссоциируют в одну ступень.

Например , сульфат алюминия-калия диссоциирует в одну ступень:

Смешанные соли диссоциируют также одноступенчато.

Например , хлорид-гипохлорит кальция диссоциирует в одну ступень:

CaCl(OCl) → Ca 2+ + Cl — + ClO –

Комплексные соли диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы.

Например , тетрагидроксоалюминат калия распадается на ионы калия и тетрагидроксоалюминат-ион:

2. Соли взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами . При этом менее летучие оксиды вытесняют более летучие при сплавлении.

соль₁ + амфотерный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль₁ + твердый кислотный оксид = соль₂ + кислотный оксид

соль + основный оксид ≠

Например , карбонат калия взаимодействует с оксидом кремния (IV) с образованием силиката калия и углекислого газа:

Карбонат калия также взаимодействует с оксидом алюминия с образованием алюмината калия и углекислого газа:

3. Соли взаимодействуют с кислотами. Закономерности взаимодействия кислот с солями уже рассмотрены в данной статье в разделе «Получение солей».

4. Растворимые соли взаимодействуют с щелочами. Реакция возможна, только если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит, поэтому с щелочами взаимодействуют, как правило, соли тяжелых металлов или соли аммония.

Растворимая соль + щелочь = соль₂ + основание

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с гидроксидом калия, т.к. образуется осадок гидроксида меди (II):

Хлорид аммония взаимодействует с гидроксидом натрия:

Кислые соли взаимодействуют с щелочами с образованием средних солей.

Кислая соль + щелочь = средняя соль + вода

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидроксидом калия:

5. Растворимые соли взаимодействуют с солями. Реакция возможна, только если обе соли растворимые, и в результате реакции образуется осадок.

Растворимая соль₁ + растворимая соль₂ = соль₃ + соль₄

Растворимая соль + нерастворимая соль ≠

Например , сульфат меди (II) взаимодействует с хлоридом бария, т.к. образуется осадок сульфата бария:

Некоторые кислые соли взаимодействуют с кислыми солями более слабых кислот. При этом более сильные кислоты вытесняют более слабые:

Кислая соль₁ + кислая соль₂ = соль₃ + кислота

Например , гидрокарбонат калия взаимодействует с гидросульфатом калия:

Некоторые кислые соли могут реагировать со своими средними солями.

Например , фосфат калия взаимодействует с дигидрофосфатом калия с образованием гидрофосфата калия:

6. C оли взаимодействуют с металлами. Более активные металлы (расположенные левее в ряду активности металлов) вытесняют из солей менее активные.

Например , железо вытесняет медь из раствора сульфата меди (II):

CuSO₄ + Fe = FeSO₄ + Cu

А вот серебро вытеснить медь не сможет:

CuSO₄ + Ag ≠

Обратите внимание! Если реакция протекает в растворе, то добавляемый металл не должен реагировать с водой в растворе. Если мы добавляем в раствор соли щелочной или щелочноземельный металл, то этот металл будет реагировать преимущественно с водой, а с солью будет реагировать незначительно.

Например , при добавлении натрия в раствор хлорида цинка натрий будет взаимодействовать с водой:

2H₂O + 2Na = 2NaOH + H₂

Образующийся гидроксид натрия, конечно, будет реагировать с хлоридом цинка:

ZnCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Zn(OH)₂

Но сам-то натрий с хлоридом цинка, таким образом, взаимодействовать напрямую не будет!

ZnCl_2(р-р) + Na ≠

А вот в расплаве эта реакция при определенных условиях уже может протекать, так как в расплаве никакой воды нет.

ZnCl_2(р-в) + 2Na = 2NaCl + Zn

И еще один нюанс. Чтобы получить расплав, соль необходимо нагреть. Но многие соли при нагревании разлагаются. И реагировать с металлом, естественно, при этом не могут. Таким образом, реагировать с металлами в расплаве могут только те соли, которые не разлагаются при нагревании. А разлагаются при нагревании почти все нитраты, нерастворимые карбонаты и некоторые другие соли.

Например , нитрат меди (II) в расплаве не реагирует с железом, так как при нагревании нитрат меди разлагается:

Образующийся оксид меди, конечно, будет реагировать с железом:

CuO + Fe = FeO + Cu

Но сам-то нитрат меди, получается, с железом реагировать напрямую не будет!

При добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

При добавлении железа (Fe) в раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

7. Некоторые соли при нагревании разлагаются .

Соли, в составе которых есть сильные окислители, разлагаются с окислительно-восстановительной реакцией. К таким солям относятся:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + 4H₂O + Cr₂O₃

2AgNO₃→ 2Ag +2NO₂ + O₂

2AgCl → 2Ag + Cl₂

Некоторые соли разлагаются без изменения степени окисления элементов. К ним относятся:

MgСO₃ → MgO + СО₂

2NaНСО₃ → Na₂СО₃ + СО₂ + Н₂О

Карбонат, сульфат, сульфит, сульфид, хлорид, фосфат аммония:

NH₄Cl → NH₃ + HCl

(NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + CO₂ + H₂O

(NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃

7. Соли проявляют восстановительные свойства . Как правило, восстановительные свойства проявляют либо соли, содержащие неметаллы с низшей степенью окисления, либо соли, содержащие неметаллы или металлы с промежуточной степенью окисления.

Например , йодид калия окисляется хлоридом меди (II):

4KI — + 2Cu +2 Cl2 → 4KCl + 2Cu + l + I₂ 0

8. Соли проявляют и окислительные свойства . Как правило, окислительные свойства проявляют соли, содержащие атомы металлов или неметаллов с высшей или промежуточной степенью окисления. Окислительные свойства некоторых солей рассмотрены в статье Окислительно-восстановительные реакции.

Аммоний

Химическая связь в ионе аммония образуется по донорно-акцепторному механизму при взаимодействии молекулы аммиака с водородом.

Атом азота имеет на внешнем энергетическом уровне два спаренных и три неспаренных электрона:

В молекуле аммиака неспаренные 2р-электроны атома азота образуют три электронные пары с электронами атомов водорода. У атома азота остается неподеленная пара электронов 2s 2 , т.е. два электрона с антипараллельными спинами на одной атомной орбитали. Атомная орбиталь иона водорода не содержит электронов (вакантная орбиталь). При сближении молекулы аммиака и иона водорода происходит взаимодействие неподеленной пары электронов атома азота и вакантной орбитали иона водорода, возникает химическая связь по донорно-акцептоному механизму. Атом азота молекулы аммиака является донором, а ион водорода – акцептором. Обозначив неподеленную пару электронов двумя точками, вакантную орбиталь квадратом, а связи черточками, можно представить образование иона аммония следующей схемой:

Качественные реакции на ион аммония

Чтобы обнаружить ион аммония в растворе можно использовать следующие реакции:

— действие сильных оснований (NaOH, KOH, Ca(OH)₂ и пр.). аммонийные соли при нагревании с водным раствором сильных оснований разлагаются с выделением аммиака, который узнается по запаху. Кроме этого пары аммиака окрашивают в черный цвет бумагу, смоченную нитратом одновалентной ртути.

— реакция с платинохлористоводородной кислотой, в результате которой образуется кристаллический осадок желтого цвета совершенно нерастворимый в концентрированном растворе хлористого аммония и в спирту.

— действие винной кислоты, в результате чего образуется кислая соль виннокислый аммоний, представляющая собой осадок белого цвета

— нитрокобальти(III)ат натрия дает с ионом аммония желтый осадок

— пикриновая кислота, вольфрамат натрия и фосфорномолибденовая кислота осаждают ионы аммония

— йодистый калий и гипохлорит натрия осаждают черный иодистый азот

— р-нитродиазобензол в присутствии едкой щелочи дает с солями аммония красновато- желтый хлопьевидный осадок, причем раствор окрашивается в желтый или красный цвет

Примеры решения задач

Задание	Аммиак объемом 20 л растворили в воде массой 400 г (объем газа приведен к нормальным условиям). Рассчитайте массовую долю аммиака в полученном водном растворе.
Решение	Массовая доля вещества Х в растворе рассчитывается по следующей формуле:

ω (Х) = m(X) / m_solution × 100%.:

Рассчитаем массу аммиака в растворе:

n(NH₃) = 20 / 22,4 = 0,9 моль.

M(NH₃) = Ar(N) + 3×Ar(H) = 14 + 3×1 = 17 г/моль.

m(NH₃) = 0,9 × 17 = 15,3 г.

Масса раствора складывается из масс растворенного вещества и растворителя:

Тогда, массовая доля аммиака в растворе равна:

ω (NH₃) = 15,3 / 415,3 × 100% = 3,68%.

Задание	Вычислите объем аммиака (нормальные условия), который должен прореагировать с хлороводородом, чтобы получился хлорид аммония массой 10,7 г.
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия аммиака с хлороводородом:

Вычислим количество вещества хлорида аммония (молярная масса равна – 53,5 г/моль):

n(NH₄Cl) = 10,7 / 53,5 = 0,2 моль.

Согласно уравнению реакции n(NH₄Cl) :n(NH₃) = 1:1, т.е.

Сульфат аммония

Характеристики и физические свойства сульфата аммония

Сульфат аммония представляет собой вещество белого цвета (рис. 1), кристаллы которого разлагаются при нагревании.

Он хорошо растворяется в воде (гидролизуется по катиону). Кристаллогидратов не образует.

Рис. 1. Сульфат аммония. Внешний вид.

Таблица 1. Физические свойства сульфата аммония.

Плотность (20 o С), г/см 3

Температура плавления, o С

Температура разложения, o С

Растворимость в воде (20 o С), г/100 мл

Получение сульфата аммония

Различают промышленные и лабораторные способы получения сульфата аммония. В первом случае используют реакцию нейтрализации серной кислоты синтетическим аммиаком. Кроме этого в качестве сырья для получения этого вещества применяют дымовые газы электространций и сернокислотных производств.

Основным лабораторным методом получения сульфата аммония считается реакция взаимодействия концентрированных серной кислоты и аммиака:

Химические свойства сульфата аммония

Сульфат аммония — это средняя соль, образованная слабым основанием – гидроксидом аммония (NH₄OH) и сильной кислотой – серной (H₂SO₄).Гидролизуется по катиону. Характер среды водного раствора сульфата аммиака кислый. Уравнение гидролиза будет выглядеть следующим образом:

Сульфат аммония вступает в реакции обмена с кислотами, щелочами и другими солями:

Сульфат аммония окисляется перманганатом калия и дихроматом калия:

При нагревании до температуры 235 – 357 o С сульфат аммония разлагается на гидросульфат аммония и аммиак:

Применение сульфата аммония

Сульфат аммония нашел широкое применение в различных отраслях промышленности, таких как производство минеральных удобрений, текстиля (вискозное волокно), порошковых огнетушителей, а также в пищевой индустрии (добавка Е517) и биохимии.

Задание	Какой объем аммиака выделится в ходе реакции разложения сульфата аммония, если в неё вступило 10 г соли?
Решение	Запишем уравнение реакции разложения сульфата аммония:

Рассчитаем количество сульфата аммония, вступившего в реакцию (молярная масса равна 132 г/моль):

Тогда, объем выделяющегося аммиака будет равен:

V (NH₃) = 0,07 × 22,4 = 1,568 л.

Задание	Вычислите массу серной кислоты, которая потребуется для получения сульфата аммония массой 7,9 г по реакции взаимодействия с аммиаком.
Решение	Запишем уравнение реакции взаимодействия серной кислоты с аммиаком с образованием сульфата аммония:

Рассчитаем число моль сульфата аммония (молярная масса – 132 г/моль):

Масса серной кислоты, которая потребуется для получения сульфата аммония по реакции взаимодействия с аммиаком равна (молярная масса – 98 г/моль):

Читайте также: