Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

Содержание
  1. Аммония Хлорид
  2. Вред
  3. Польза
  4. Использование
  5. Химическая характеристика, технологии получения вещества
  6. Реакции разложения
  7. Разложение оксидов
  8. Разложение гидроксидов
  9. Разложение кислот
  10. Разложение солей
  11. Разложение нитратов
  12. Разложение карбонатов и гидрокарбонатов
  13. Разложение сульфатов
  14. Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов
  15. Разложение сульфитов
  16. Разложение солей аммония
  17. Разложение хлората и перхлората калия
  18. 4.1.4. Качественные реакции на неорганические вещества и ионы
  19. Качественные реакции на катионы
  20. Качественные реакции на анионы
  21. Конспект
  22. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА
  23. ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АММИАКА
  24. СОЛИ АММОНИЯ
  25. Аммония хлорид: от чего помогает (раствор), показания, цены
  26. Химические свойства
  27. Фармакологическое действие
  28. Фармакодинамика и фармакокинетика
  29. Показания к применению
  30. Противопоказания
  31. Побочные действия
  32. Инструкция по применению (Способ и дозировка)
  33. Передозировка
  34. Взаимодействие
  35. Особые указания
  36. При беременности и лактации
  37. Препараты, в которых содержится (Аналоги)
  38. по теме

Аммония Хлорид

Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

Промышленные масштабы получения добавки с маркировкой Е 510 предполагают применение метода упаривания маточного раствора, который остается после отделения гидрокарбоната натрия в результате реакции, где углекислый газ проходит через раствор хлорида натрия и аммиака.

Второй метод получения добавки применяется в условиях химических лабораторий. Она заключается в реакции взаимодействия хлороводорода и аммиака с хлоридом натрия.

И очень редко применяется метод реакции взаимодействия хлора и аммиака.

В физическом плане добавка имеет форму белого с серым оттенком кристаллического порошка, частично гигроскопичного, легкий солоноватый привкус с ощущением «холодка». Запах у данного вещества отсутствует. Порошок хорошо растворим в водной среде, а к спиртовой среде проявляет устойчивость среднего уровня.

В виде молекулярной химической формулы представить соль аммония можно так: NH4Cl.

Вред

Несмотря на то, что нашатырь в медицине используется как приводящее в чувство средство, то есть, для выведения человека из обморока, слишком объемный вдох его паров может привести к остановке сердца.

Польза

Как полезное качество нашатыря можно обозначить его свойство лечить бронхит (еще в древности его применяли как отхаркивающее средство при кашле и воспалениях бронхов). Кроме того, хлорид аммония является мочегонным средством, с этой целью его применяют в виде слабоконцентрированного раствора.

В желудке нашатырь быстро всасывается и также быстро выводится через почки, «захватывая» с собой лишнюю жидкость из организма.

Использование

Данная добавка применяется в пищевых производствах в основном только в странах СНГ. Ее добавляют в дрожжи, макаронные изделия, хлебобулочные изделия, фруктовые вина и кондитерские изделия. Считается, что именно эта добавка в значительной степени повышает качество теста.

Среди других сфер производств, Е 510 применяется в гальванических элементах, в пайке и лужении стали, в сельском хозяйстве для удобрений нейтрального или щелочного типа почвы.

Химическая характеристика, технологии получения вещества

Добавка, хотя и синтезируется искусственным путём для промышленных целей, распространена и в живой природе.

Впервые с неё столкнулись ещё жители древних Египта и Греции: египтяне обнаружили белый кристаллический налёт хлорида аммония на стенах пещер в скальных породах, а позже греки начали добывать его из сажи, которая образовывалась внутри печных труб. Топливом на тот момент служил высушенный помёт верблюдов.

И сегодня вещество встречается в виде налёта и корочек на скальных породах, рядом с вулканическими сопками и в расщелинах земной коры. Кроме того, аммониевая соль является одним из продуктов распада экскрементов животных.

  • Химическая характеристика, технологии получения вещества
  • Использование свойств аммониевой соли в промышленности
  • Воздействие вещества на человека

На вид добавка представляет собой белый порошок, состоящий из мелких кристалликов. Именно порошковая форма вещества не имеет никакого запаха, на вкус она немного солоновата и оставляет ощущение прохлады во рту.

Хлорид аммония обладает высокой растворимостью в жидком аммиаке, этиловом и метиловом спирте, а также в воде, при чём особенно хорошо растворяется в тёплой или горячей воде.

Получаемый таким образом водный раствор как раз и имеет тот специфический резкий запах, хорошо знакомый каждому, кто хоть раз терял сознание. Кроме того, вещество подвержено реакциям со щелочами.

Иногда аммониевая соль встречается и в виде крупных кристаллов, но для удобства промышленного пользования её всё равно измельчают в порошок.

Температура плавления добавки Е510 – 337,6 градуса Цельсия, при температуре 338 и выше градусов происходит распад. При возгорании порошкообразная добавка выделяет густой белый дым.

Существует несколько способов синтезирования хлорида аммония. В лабораторных условиях выработка происходит путём проведения реакции аммиака с хлором. Для промышленных целей вещество получают в результате нескольких этапов:

  • углекислый газ пропускают через раствор аммиака и хлорида натрия;
  • из полученной смеси отделяют гидрокарбонат натрия;
  • маточный раствор, оставшийся после отделения, выпаривают.

Некоторые “умельцы” получают хлорид аммония в домашних условиях, используя для этого обычные солевые батарейки.

Как пищевая добавка, вещество чаще всего используется в качестве эмульгатора и загустителя: с его помощью можно создавать однородные смеси компонентов, которые не смешиваются в обычных условиях, а также улучшить консистенцию продукта и регулировать её вязкость.

Источник: https://yazdorov.win/diety-i-pohudenie/ammoniya-hlorid.html

Реакции разложения

Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

При выполнении различных заданий ЕГЭ по химии (например, задачи 34 или задания 32 «мысленный эксперимент») могут пригодиться знания о том, какие вещества при нагревании разлагаются и как они разлагаются.

Рассмотрим термическую устойчивость основных классов неорганических веществ. Я не указываю в условиях температуру протекания процессов, так как в ЕГЭ по химии такая информация, как правило, не встречается. Если возможны различные варианты разложения веществ, я привожу наиболее вероятные, на мой взгляд, реакции.

Разложение оксидов

При нагревании разлагаются оксиды тяжелых металлов:

2Ag2O = 4Ag + O2

2HgO = 2Hg + O2

4CrO3 = 2Cr2O3 + O2

2Mn2O7 = 4MnO2 + 3O2

Разложение гидроксидов

Как правило, при нагревании разлагаются нерастворимые гидроксиды. Исключением является гидроксид лития, он растворим, но при нагревании в твердом виде разлагается на оксид и воду:

2LiOH = Li2O + H2O

Гидроксиды других щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Гидроксиды серебра (I) и меди (I) неустойчивы:

2AgOH = Ag2O + H2O

2CuOH = Cu2O + H2O

Гидроксиды большинства металлов при нагревании разлагаются на оксид и воду.

В инертной атмосфере (в отсутствии кислорода воздуха) гидроксиды хрома (III) марганца (II) и железа (II) распадаются на оксид и воду:

2Cr(OH)3 = Cr2O3 + 3H2O

Mn(OH)2 = MnO + H2O

Fe(OH)2 = FeO + H2O

Большинство остальных нерастворимых гидроксидов металлов также при нагревании разлагаются:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

Разложение кислот

При нагревании разлагаются нерастворимые кислоты.

Например, кремниевая кислота:

H2SiO3 = H2O + SiO2

Некоторые кислоты неустойчивы и подвергаются разложению в момент образования. Большая часть молекул сернистой кислоты и угольной кислоты распадаются на оксид и воду в момент образования:

H2SO3 = H2O + SO2↑

H2CO3 = H2O + CO2↑

В ЕГЭ по химии лучше эти кислоты записывать в виде оксида и воды.

Например, при действии водного раствора углекислого газа на карбонат калия в качестве реагента мы указываем не угольную кислоту, а оксид углерода (IV) и воду, но подразумеваем угольную кислоту при этом:

K2CO3 + H2O + CO2 = 2KHCO3

Азотистая кислота на холоде или при комнатной температуре частично распадается уже в водном растворе, реакция протекает обратимо:

2HNO2 = H2O + NO2↑ + NO↑

При нагревании выше 100оС продукты распада несколько отличаются:

3HNO2 = H2O + HNO3↑ + 2NO↑

Азотная кислота под действием света или при нагревании частично обратимо разлагается:

4HNO3 = 2H2O + 4NO2 + O2

Разложение солей

Хлориды щелочных, щелочноземельных металлов, магния, цинка, алюминия и хрома при нагревании не разлагаются.

Хлорид серебра (I) разлагается под действием света:

2AgCl → Ag + Cl2

Хлорид аммония при нагревании выше 340 оС разлагается:

NH4Cl → NH3 + HCl

Разложение нитратов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются до нитрита металла и кислорода.

Например, разложение нитрата калия:

2KNO3 → 2KNO2 + O2

опыт разложения нитрата калия можно посмотреть здесь.

Нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до нитрита и кислорода при нагревании до 500 оС:

Ca(NO3)2 → Ca(NO2)2 + O2

Mg(NO3)2 → Mg(NO2)2 + O2

Ba(NO3)2 → Ba(NO2)2 + O2

Sr(NO3)2 → Sr(NO2)2 + O2

При более сильном нагревании (выше 500оС)  нитраты магния, стронция, кальция и бария разлагаются до оксида металла, оксида азота (IV) и кислорода:

2Ca(NO3)2 → 2CaО + 4NO2 + O2

2Mg(NO3)2 → 2MgО + 4NO2 + O2

2Sr(NO3)2 → 2SrО + 4NO2 + O2

2Ba(NO3)2 → 2BaО + 4NO2 + O2

Нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений после магния и до меди (включительно) + нитрат лития разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2Cu(NO3)2 → 2CuО + 4NO2 + O2

2Pb(NO3)2 → 2PbО + 4NO2 + O2

4Al(NO3)3 → 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2

Нитраты серебра и ртути разлагаются при нагревании до оксида металла, диоксида азота и кислорода:

2AgNO3 → 2Ag + 2NO2 + O2

Hg(NO3)2 → Hg + 2NO2 + O2

Нитрат аммония разлагается при небольшом нагревании до 270оС оксида азота (I) и воды:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

При более высокой температуре образуются азот и кислород:

2NH4NO3 → 2N2 + O2 + 4H2O

Разложение карбонатов и гидрокарбонатов

Карбонаты натрия и калия плавятся при нагревании.

Карбонаты лития, щелочноземельных металлов и магния разлагаются на оксид металла и углекислый газ:

Li2CO3 → Li2O + CO2

CaCO3 → CaO + CO2

MgCO3 → MgO + CO2

Карбонат аммония разлагается при 30оС на гидрокарбонат аммония и аммиак:

(NH4)2CO3 → NH4HCO3 + NH3

Гидрокарбонат аммония при дальнейшем нагревании разлагается на аммиак, углекислый газ и воду:

NH4HCO3 → NH3 + CO2 + H2O

Гидрокарбонаты натрия и калия при нагревании разлагаются на карбонаты, углекислый газ и воду:

2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

2KHCO3 → K2CO3 + H2O + CO2

Гидрокарбонат кальция при нагревании до 100оС разлагается на карбонат, углекислый газ и воду:

Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2

При нагревании до 1200оС образуются оксиды:

Ca(HCO3)2 → CaO + H2O + 2CO2

Разложение сульфатов

Сульфаты щелочных металлов при нагревании не разлагаются.

Сульфаты алюминия, щелочноземельных металлов, меди, железа и магния разлагаются до оксида металла, диоксида серы и кислорода:

2MgSO4 → 2MgO + 2SO2 + O2

2CuSO4 → 2CuO + 2SO2 + O2

2BaSO4 → 2BaO + 2SO2 + O2

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3 + 6SO2 + 3O2

2Fe2(SO4)3 → 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2

Сульфаты серебра и ртути разлагаются до металла, диоксида серы и кислорода:

Ag2SO4 → 2Ag + SO2 + O2

2HgSO4 → 2Hg + 2SO2 + O2

Разложение фосфатов, гидрофосфатов и дигидрофосфатов

Эти реакции, скорее всего, в ЕГЭ по химии не встретятся! Гидрофосфаты щелочных и щелочноземельных металлов разлагаются до пирофосфатов:

2Na2HPO4 →  H2O + Na4P2O7

2K2HPO4 →  H2O + K4P2O7

2CaHPO4 →  H2O + Ca2P2O7

Ортофосфаты при нагревании не разлагаются (кроме фосфата аммония).

Разложение сульфитов

Сульфиты щелочных металлов разлагаются до сульфидов и сульфатов:

4Na2SO3 →  Na2S + 3Na2SO4

Разложение солей аммония

Некоторые соли аммония, не содержащие анионы кислот-сильных окислителей, обратимо разлагаются при нагревании без изменения степени окисления. Это хлорид, бромид, йодид, дигидрофосфат аммония:

NH4Cl →  NH3 + HCl

NH4Br →  NH3 + HBr

NH4l →  NH3 + Hl

NH4H2PO4 →  NH3 + H3PO4

Cоли аммония, образованные кислотами-окислителями, при нагревании также разлагаются. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция. Это дихромат аммония, нитрат и нитрит аммония:

NH4NO3 → N2O + 2H2O

NH4NO2 → N2 + 2H2O

опыт разложения нитрита аммония можно посмотреть здесь.

(NH4)2Cr2O7 → N2 + Cr2O3 + 4H2O

Разложение хлората и перхлората калия

Хлорат калия при нагревании разлагается до перхлората и хлорида:

4KClO3 → 3KClO4 + KCl

При нагревании в присутствии катализатора (оксид марганца (IV)) образуется хлорид калия и кислород:

2KClO3 → 2KCl + 3O2

Перхлорат калия при нагревании разлагается до хлорида и кислорода:

KClO4 → KCl + 2O2

Источник: https://chemege.ru/reakcii-razlozheniya/

4.1.4. Качественные реакции на неорганические вещества и ионы

Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

Представим себе такую ситуацию:

Вы работаете в лаборатории и решили провести какой-либо эксперимент. Для этого вы открыли шкаф с реактивами и неожиданно увидели на одной из полок следующую картину.

У двух баночек с реактивами отклеились этикетки, которые благополучно  остались лежать неподалеку.

При этом установить точно какой банке соответствует какая этикетка уже невозможно, а внешние признаки веществ, по которым их можно было бы различить, одинаковы.

В таком случае проблема может быть решена с использованием, так называемых, качественных реакций.

Качественными реакциями называют такие реакции, которые позволяют отличить одни вещества от других, а также узнать качественный состав неизвестных веществ.

Например, известно, что катионы некоторых металлов при внесении их солей в пламя горелки окрашивают его в определенный цвет:

Данный метод  может сработать только в том случае, если различаемые вещества по разному меняют цвет пламени, или же одно из них не меняет цвет вовсе.

Но, допустим, как назло, вам определяемые вещества цвет пламени не окрашивают, или окрашивают его в один и тот же цвет.

В этих случаях придется отличать вещества с применением других реагентов.

В каком случае мы можем отличить одно вещество от другого с помощью какого-либо реагента?

Возможны два варианта:

  • Одно вещество реагирует с добавленным реагентом, а второе нет. При этом обязательно, должно быть ясно видно, что реакция одного из исходных веществ с добавленным реагентом действительно прошла, то есть наблюдается какой-либо ее внешний признак — выпадал осадок, выделился газ, произошло изменение цвета и т.п.

Например, нельзя отличить воду от раствора гидроксида натрия с помощью соляной кислоты, не смотря на то, что щелочи с кислотами прекрасно реагируют:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Связано это с отсутствием каких-либо внешних признаков реакции. Прозрачный бесцветный раствор соляной кислоты при смешении с бесцветным раствором гидроксида образует такой же прозрачный раствор:

Но зато, можно воду от водного раствора щелочи можно различить, например, с помощью раствора хлорида магния – в данной реакции выпадает белый осадок:

2NaOH + MgCl2 = Mg(OH)2 ↓+ 2NaCl

2) также вещества можно отличить друг от друга, если они оба реагируют с добавляемым реагентом, но делают это по-разному.

Например, различить раствор карбоната натрия от раствора нитрата серебра  можно с помощью раствора соляной кислоты.

с карбонатом натрия соляная кислота реагирует с выделением бесцветного газа без запаха — углекислого газа (СО2):

2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2O + CO2↑

а с нитратом серебра с образованием белого творожистого осадка AgCl

HCl + AgNO3 =  HNO3 + AgCl↓

Ниже в таблицах представлены различные варианты обнаружения конкретных ионов:

Качественные реакции на катионы

КатионРеактивПризнак реакции
Ba2+SO42-Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
Cu2+1) OH−2) S2-1) Выпадение осадка голубого цвета:Cu2+ + 2OH− = Cu(OH)2↓2) Выпадение осадка черного цвета:Cu2+ + S2- = CuS↓
Pb2+S2-Выпадение осадка черного цвета:Pb2+ + S2- = PbS↓
Ag+Cl−Выпадение белого осадка, не растворимого в HNO3, но растворимого в аммиаке NH3·H2O:Ag+ + Cl− → AgCl↓
Fe2+1) OH−2) Гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]1) Выпадение белого осадка, зеленеющего на воздухе:Fe2+ + 2OH− = Fe(OH)2↓2) Выпадение синего осадка (турнбулева синь):K+ + Fe2+ + [Fe(CN)6]3- = KFe[Fe(CN)6]↓
Fe3+1) OH−2) Гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6]3) Роданид-ион SCN−1) Выпадение осадка бурого цвета:Fe3+ + 3OH− = Fe(OH)3↓2) Выпадение синего осадка (берлинская лазурь):K+ + Fe3+ + [Fe(CN)6]4- = KFe[Fe(CN)6]↓3) Появление интенсивно-красного (кроваво-красного) окрашивания:Fe3+ + 3SCN− = Fe(SCN)3
Al3+Щелочь (амфотерные свойства гидроксида)Выпадение белого осадка гидроксида алюминия при приливании небольшого количества щелочи:OH− + Al3+ = Al(OH)3и его растворение при дальнейшем приливании:Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
NH4+OH−, нагревВыделение газа с резким запахом:NH4+ + OH− = NH3↑ + H2OПосинение влажной лакмусовой бумажки
H+ (кислая среда)Индикаторы:− лакмус− метиловый оранжевыйКрасное окрашивание

Качественные реакции на анионы

АнионВоздействие или реактивПризнак реакции. Уравнение реакции
SO42-Ba2+Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:Ba2+ + SO42- = BaSO4↓
NO3−1) Добавить H2SO4 (конц.) и Cu, нагреть2) Смесь H2SO4 + FeSO41) Образование раствора синего цвета, содержащего ионы Cu2+, выделение газа бурого цвета (NO2)2) Возникновение окраски сульфата нитрозо-железа (II) [Fe(H2O)5NO]2+. Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца»)
PO43-Ag+Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде:­3Ag+ + PO43- = Ag3PO4↓
CrO42-Ba2+Выпадение желтого осадка, не растворимого в уксусной кислоте, но растворимого в HCl:Ba2+ + CrO42- = BaCrO4↓
S2-Pb2+Выпадение черного осадка:Pb2+ + S2- = PbS↓
CO32-1) Ca2+2) H+1) Выпадение белого осадка, растворимого в кислотах:Ca2+ + CO32- = CaCO3↓2) Выделение бесцветного газа («вскипание»), вызывающее помутнение известковой воды:CO32- + 2H+ = CO2↑ + H2OCa(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2O
CO2Известковая вода Ca(OH)2Выпадение белого осадка и его растворение при дальнейшем пропускании CO2:Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3↓ + H2OCaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
SO32-H+Выделение газа SO2 с характерным резким запахом (SO2):2H+ + SO32- = H2O + SO2↑
F−Ca2+Выпадение белого осадка:Ca2+ + 2F− = CaF2↓
Cl−Ag+Выпадение белого творожистого осадка, не растворимого в HNO3, но растворимого в NH3·H2O(конц.):Ag+ + Cl− = AgCl↓AgCl + 2(NH3·H2O) = [Ag(NH3)+ + Cl− + 2H2O
Br−Ag+Выпадение светло-желтого осадка, не растворимого в HNO3: Ag+ + Br− = AgBr↓(осадок темнеет на свету)
I−Ag+Выпадение желтого осадка, не растворимого в HNO3 и NH3·H2O(конц.): Ag+ + I− = AgI↓(осадок темнеет на свету)
OH− (щелочная среда)Индикаторы:— лакмус—  фенолфталеин — синее окрашивание — малиновое окрашивание

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/4-1-4-kachestvennye-reakcii-na-neorganicheskie-veshhestva-i-iony

Конспект

Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

Ключевые слова конспекта: аммиак, строение молекулы, свойства, соли аммония, запах аммиака, гипс, азотная кислота, мочевина.

Водородным соединением азота является аммиак NH3. Аммиак – вещество молекулярного строения. Его электронная и графическая формулы изображены на рисунке.

В молекуле NH3 тип химической связи – ковалентный полярный. Электронная плотность смещена к атому азота, на атоме азота – частичный отрицательный заряд δ–, на атомах водорода – частичный положительный заряд δ+.

В молекуле аммиака одинарные связи, так как на атоме азота в молекуле NH3 имеется неподелённая электронная пара.

Выступая в качестве донора электронной пары, атом азота может участвовать в образовании по донорно–акцепторному механизму четвёртой ковалентной связи с другими атомами или ионами, обладающими электроноакцепторными свойствами. Именно поэтому аммиак реагирует с кислотами.

Молекула аммиака способна присоединять протон (или ион гидроксония). При этом возникает четвёртая ковалентная связь с атомом водорода по донорно–акцепторному механизму. В результате образуется ион аммония:

При обычных условиях аммиак – бесцветный газ с резким характерным раздражающим запахом. Aммиaк легче воздуха.

Аммиак кипит при температуре –33,3 °С, его температура плавления –77,7 °С. Аммиaк легко сжижается при охлаждении и повышении давления.

Он обладает чрезвычайно высокой растворимостью в воде: в одном объёме воды растворяется около 1200 объёмов аммиака при 0 °С, а при +20 °С – 700 объёмов.

Разбавленные растворы аммиака (3–10%) называются нашатырным спиртом, концентрированные растворы (18,5–25%) – аммиачной водой.

При работе с аммиаком надо помнить, что даже незначительное содержание его приводит к раздражению слизистой оболочки носа, горла и т. д.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АММИАКА

Рассмотрим химические свойства аммиака с позиций окислительно-восстановительных и кислотно-основных взаимодействий.

В молекуле аммиака азот находится в низшей степени окисления (–3), поэтому за счёт азота аммиак обладает только восстановительными свойствами.

Если пропустить ток аммиака по трубке, вставленной в другую широкую трубку, по которой проходит кислород, то аммиак можно зажечь; он горит бледным зеленоватым пламенем. При горении аммиака образуется свободный азот:

В присутствии катализатора (сплав Pt и Rh) NH3 окисляется кислородом с образованием NO:

Этот процесс является одной из стадий промышленного получения азотной кислоты.

Аммиаком можно восстановить некоторые неактивные металлы или металлы средней активности из их оксидов:

В кислотно-основных взаимодействиях аммиак проявляет основные свойства. Он взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

  • NH3 + НCl = NH4Cl (хлорид аммония)
  • 2NH3 + H2SO4 = (NH4)2SO4 (сульфат аммония)
  • NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 (гидросульфат аммония)

При растворении аммиака в воде устанавливается следующая совокупность равновесных состояний:

Поэтому водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию.

ПОЛУЧЕНИЕ И ПРИМЕНЕНИЕ АММИАКА

Промышленным способом получения аммиака является его синтез из азота и водорода:

Сырьём является азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, и водород, чаще всего получаемый разложением природного газа. Оптимальные условия проведения реакции: t° ≈ 500 °С, р ≈ 1000 атм, катализатор – губчатое железо с добавками (промоторами) К2O, Al2O3. В таких условиях выход аммиака составляет около 50%.

Лабораторным способом получения аммиака является взаимодействие солей аммония со щелочами при нагревании:

Эта реакция также является качественной реакцией на ион аммония. Её признак – появление запаха аммиака.

Образовавшийся аммиак хорошо растворяется в воде.

Для получения аммиака в лаборатории лучше брать сульфат аммония и гидроксид кальция, тогда образующийся сульфат кальция связывает воду, образуется гипсCaSO4 • 2H2O. Иногда вместо щёлочи используется натронная известь – смесь СаО и NaOH. Реакцию ведут при нагревании:

(NH4)2SO4 + Са(ОН)2 = CaSO4 + 2NH3↑ + 2H2O

Аммиак применяется для получения азотной кислоты HNO3, мочевины (H2N–СО–NH2) – ценного удобрения, для получения соды (Na2CO3) по аммиачному методу, для аминирования органических веществ.

Жидкий аммиак и его водные растворы используются как жидкие удобрения. Аммиак применяется как хладагент в холодильниках (NH3 легко сжижается, а затем испаряется с поглощением большого количества теплоты).

В медицине используется 10%-й раствор – нашатырный спирт.

СОЛИ АММОНИЯ

Соли аммония, как и другие соли, являются ионными соединениями, образованными катионами аммония NH4+ и анионами кислотных остатков. По многим свойствам соли аммония похожи на соли натрия и калия. При обычных условиях это твёрдые кристаллические вещества, бесцветные, если анион кислотного остатка не обусловливает какую–либо окраску.

Соли аммония разлагаются при нагревании. Состав продуктов реакции термического разложения зависит от природы кислотного остатка (аниона):

а) если соль аммония образована летучей кислотой и её анион не является сильным окислителем, то такая соль полностью разлагается с образованием соответствующих газов:

б) если в состав соли аммония входит анион, обладающий окислительной способностью, то при нагревании происходит окислительно–восстановительная реакция. Так, при нагревании нитрата или нитрита аммония происходит конпропорционирование (в результате степени окисления азота «сходятся»):

А нагревание дихромата аммония приводит к образованию оксида хрома(III), эту реакцию часто используют для имитации «вулканчика»:

Соли аммонию реагируют со щелочами с образованием аммиака:

Данную реакцию можно рассматривать как качественную на наличие ионов аммония. При нагревании аммиак улетучивается за счёт уменьшения его растворимости. Это легко определяется по характерному запаху аммиака и по окрашиванию влажной лакмусовой бумаги в синий цвет.

Конспект урока «Аммиак. Соли аммония».

Следующая тема: «».

Источник: https://uchitel.pro/%D0%B0%D0%BC%D0%BC%D0%B8%D0%B0%D0%BA-%D1%81%D0%BE%D0%BB%D0%B8-%D0%B0%D0%BC%D0%BC%D0%BE%D0%BD%D0%B8%D1%8F/

Аммония хлорид: от чего помогает (раствор), показания, цены

Аммония Хлорид: формула, качественная реакция, разложение, где купить на Medside

Аммония хлорид – препарат (раствор), относится к группе диагностические радиофармацевтические средства. Важные особенности лекарственного средства из инструкции по применению:

  • Продается только по рецепту врача
  • При беременности: противопоказан
  • При кормлении грудью: противопоказан
  • В детском возрасте: противопоказан

Химические свойства

Химическая формула Хлорида Аммония: NH4Cl. Соединение также называют хлористым аммонием, нашатырем, это аммонийная соль соляной кислоты.

Представляет собой белый мелкий кристаллический гигроскопический порошок, без специфического запаха, соленого привкуса. Порошок при нагревании улетучивается.

Средство хорошо растворяется в горячей и холодной воде, растворимо в этаноле. Молярная масса средства = 53,5 грамм на моль.

Вещество вступает в реакцию с щелочами. Реагирует с нитритом натрия при температуре выше 100 градусов с образованием азота, воды и хлорида натрия. Разложение Хлорида Аммония происходит при пропускании через него электрического тока, в результате образуется хлористый азот. Гидролиз химического соединения происходит по катиону, в кислой среде. Молекулярное уравнение: NH4Cl + H2O ↔ NH4OH +HCl.

Качественная реакция на Хлорид Аммония. При нагревании вещество с щелочью будет выделяться аммиак. Например, во время реакции с гидроксидом натрия выделится хлорид натрия, аммиак и вода.

В промышленных масштабах средство получают путем упаривания маточного раствора, который остается после отделения NaHCO3. В лаборатории вещество получают во время реакции аммиака с хлороводородом в присутствии хлорида натрия.

Применение вещества:

  • средство используют в качестве азотного удобрения для щелочной и нейтральной почвы при выращивании свеклы, кукурузы, риса;
  • в виде пищевой добавки E510;
  • в качестве флюса во время пайки, чтобы удалить оксидную пленку с поверхности;
  • для усиления действия диуретических средств при отеках;
  • в качестве компонента электролиза в гальванических элементах;
  • в лабораториях;
  • в качество дымообразователя;
  • при проявке фотографий.

Фармакологическое действие

Отхаркивающее, диуретическое.

Фармакодинамика и фармакокинетика

После приема внутрь Аммония Хлорид быстро и достаточно легко всасывается через стенки кишечника и проникает в систему воротной вены.

В тканях печени метаболизируется до мочевины, при этом образуются ионы водорода и Cl, которые создают кислую среду и нейтрализуются гидрокарбонатом натрия. Происходит подкисление мочи и форсируется диурез. Мочегонный эффект сопровождается интенсивным выведением ионов калия.

Во время метаболизма вещества в легочной ткани образуются активные метаболиты, обладающие противомикробным и умеренным раздражающим действием.

Средство стимулирует работу желез слизистой оболочки дыхательных путей и выведение жидкого бронхиального секрета, активизирует работу ресничного эпителия и увеличивает сократимость бронхов. Диуретический эффект напрямую зависит от работы почек и их способности нейтрализовать ионы аммония, она накопления в интерстициальной жидкости ионов хлора и водорода.

Лекарство эффективно при лечении ПМС, болезни Меньера, в рамках комплексной терапии интоксикации фенциклидином.

Показания к применению

Средство назначают:

  • при метаболическом алкалозе;
  • при гипохлоремическом алкалозе;
  • в составе комплексного лечения диуретиками;
  • от отеков сердечного происхождения;
  • для облегчения отхождения мокроты при пневмонии, заболеваниях легких, бронхите и так далее.

Противопоказания

Аммония Хлорид противопоказан к приему:

  • при выраженных нарушениях работы печени и почек;
  • пациентам с метаболическим алкалозом, который сопровождается обильным выделением соляной кислоты и недостатком натрия;
  • при беременности.

Побочные действия

Вещество способно раздражать слизистую оболочку желудка, вызывать рвоту и тошноту; при частом приеме могут развиться симптомы интоксикации аммиаком, сильное потоотделение, общая слабость и бледность, аритмия, подергивание мышцами, брадикардия, вплоть до комы.

Инструкция по применению (Способ и дозировка)

Аммония Хлорид назначают внутрь. В зависимости от показаний применяют различные дозировки и схемы терапии.

Передозировка

Лекарство может вызвать дезориентацию, тяжелый метаболический ацидоз, кому, головные боли и спутанность сознания. В качестве терапии вводят щелочные растворы, лактат или гидрокарбонат натрия.

Взаимодействие

Вещество усиливает эффект от приема метформина и глибенкламида.

Средство подкисляет мочу, вследствие чего повышается почечная секреция эфедрина, фенамина, фенфлурамина, хинидина.

Лекарство усиливает противомикробный эффект от приема метенамина.

Особые указания

Вещество рекомендуется принимать после еды.

При беременности и лактации

Средство противопоказано к приему беременными женщинами.

Препараты, в которых содержится (Аналоги)

Торговое название средства: Хлорид Аммония.

по теме

Химия из батарейки — Хлорид аммония — Хлорид олова(II) реактив на ионы золота

Получение хлорида аммония

раствор хлорида аммония + амальгамы натрия = взаимодействие

Облако из колбы, или «Хлорид аммония».

Получение аммиака и сульфата аммония

Источник: https://SpravTab.ru/ammoniia-khlorid/

Медицинский совет
Добавить комментарий

;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: