Застосування

Використовують як добриво і для виробництва азотних добрив, нітратної кислоти, вибухових речовин, соди, як хладоагент у холодильниках. Застосовують у медицині (нашатирний спирт), у хімічних лабораторіях, побуті (для прання, виведення плям, чистки килимів, ювелірних виробів).

Солі амонію

NH⁺ поводить себе подібно до іона К⁺. Солі - кристалічні речовини, добре розчинні у воді, сильні електроліти, з іонним типом зв'язку.

NH₄CI ↔ NH₄⁺ + CI^-

Термічне розкладання солей:

а) якщо кислота летка:

NH₄CI NH_3(г) + НСІ_(г)

б) продукти розкладу нелеткої кислоти залежать від її природи і температури

(NH₄)₂SO₄ NH₃ + NH₄HSO₄

2(NH₄)₂SO₄ 2NH₃ + H₂O + (NH₄)₂S₂O₇

в) якщо аніон - окисник, розклад необоротний

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O (вулкан)

Якісна реакція на NH₄⁺ - дія лугів.

NH₄CI + NaOH → NaCI + NH₃↑ + H₂O

NH₄⁺ + OH^- → NH₃↑ + H₂O

Добування солей амонію в лабораторії.

Взаємодія амоніаку з кислотами:

NH₃ + HCI → NH₄CI – амоній хлориду

NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃ – амоній нітрату

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ –амоній сульфату

Промисловий синтез амоніаку

В промисловості амоніак синтезують з простих речовин азоту і водню.

N₂ + 3H₂ ↔ 2NH₃ ΔН = -92 кДж

^{4 моль 2 моль}

Оптимальні умови для економічно доцільного синтезу амоніаку:

1) невеликий тиск (30 МПа), який дає змогу змістити рівновагу у бік утворення амоніаку;

2) використання каталізатора (губчасте залізо з домішками А1₂О₃ і К₂О);

3) підвищення температури (до 450°-500°С)

Основні принципи сучасного виробництва амоніаку:

1) принцип теплообміну;

2) принцип циркуляції.

Оксиди Нітрогену і Фосфору

Оксид нітрогену (IV), NО +2 Безбарвний газ, погано зріджується, погано розчинний у воді. Без запаху. Несолетворний Відновник 2NO + O2 → 2NO2 Окисник 2NO + 2SO2 → 2SO3 + N2 Добування а) промислове (виробництво HNO3): NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O б) лабораторне: 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O	Оксид нітрогену (IV),NО2 +4 Бурий газ з різким характерним запахом. Добре розчиняється у воді, оскільки реагує з нею. Солетворний Димерізується: 2NO2N2O4 Червоно-бурий газ безбарвний газ, з різким запахом легко зріджується Диспропорціонує у воді: 2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2 Тому інша назва: ангідрид нітратної кислоти і ангідрид нітратної кислоти. Розчинення в H2O при надлишку кисню: 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 З лугами утворює суміш нітратів і нітритів: 2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O 2NO2 N2 + 2O2
+1 Оксид нітрогену (I), N2O (сміховий газ, закис азоту) Несолетворний при 700°С – розкладається: 2N2O = 2N2 + O2 Окиснює речовини, що реагують з О2: N2O + H2 = N2 + H2O
+3 Оксид нітрогену (ІІІ), N2O3 Кислотний оксид З лугами: N2O3 + 2NaOH = 2NaNO3 + H2O нітрити	+5 Оксид нітрогену (V), N2O5 Кислотний оксид N2O5 – нестійкий N2O5 = 4NO2 + O2↑ N2O5 + H2O = 2HNO3 сильний окисник

+5 Оксид фосфору (V) – P₂O₅

Біла речовина, дуже гігроскопічна. Типовий кислотний оксид. Утворюється при горінні фосфору у надлишку кисню 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅.