الأمونيا غاز ذو قابلية ممتازة للذوبان في الماء: يمكن إذابة ما يصل إلى 700 لتر من المركب الغازي في لتر واحد منه. نتيجة لذلك ، لا يتم تكوين هيدرات الأمونيا فقط ، ولكن أيضًا جزيئات مجموعات الهيدروكسيل ، وكذلك الأمونيوم. هذا أيون ناتج عن تفاعل جزيئات الغاز مع بروتونات الهيدروجين التي تنفصل عن الماء. في مقالتنا ، سننظر في خصائصه وتطبيقاته في الصناعة والطب والحياة اليومية.
كيف تتشكل جزيئات الأمونيوم
واحدة من أكثر أنواع الروابط الكيميائية شيوعًا ، والتي تتميز بكل من المركبات غير العضوية والمواد العضوية ، هي الرابطة التساهمية. يمكن تشكيله عن طريق تداخل سحب الإلكترون مع النوع المعاكس من الدوران - الدوران ، وبمساعدة آلية متقبل المانح. بهذه الطريقة ، يتم تكوين الأمونيوم ، والتي تكون صيغتها NH4+. في هذه الحالة ، تتكون الرابطة الكيميائية باستخدام المدار الحر لذرة واحدةوسحابة إلكترونية تحتوي على إلكترونين. يوفر النيتروجين للأيون زوجًا خاصًا به من الجسيمات السالبة ، ويحتوي بروتون الهيدروجين على مدار حر 1 ثانية. في لحظة الاقتراب من اثنين من سحابة الإلكترون من النيتروجين تصبح شائعة بالنسبة لها ولذرة H. تسمى هذه البنية سحابة الإلكترون الجزيئية ، حيث تتكون الرابطة التساهمية الرابعة.
آلية المتلقي المتلقي
الجسيم الذي يوفر زوجًا من الإلكترونات يسمى المتبرع ، والذرة المحايدة التي تتبرع بخلية إلكترونية فارغة تسمى المستقبل. تسمى الرابطة المتكونة متقبل المانح أو التنسيق ، دون أن ننسى أنها حالة خاصة للرابطة التساهمية الكلاسيكية. يحتوي أيون الأمونيوم ، الذي صيغته NH4+، على أربعة روابط تساهمية. من بين هؤلاء ، ثلاث ذرات تجمع بين النيتروجين والهيدروجين هي الأنواع التساهمية المعتادة ، والأخيرة هي رابطة التنسيق. ومع ذلك ، فإن الأنواع الأربعة جميعها متساوية تمامًا مع بعضها البعض. يستمر التفاعل بين جزيئات الماء وأيونات Cu2 +بالمثل. في هذه الحالة ، يتم تكوين جزيء ضخم من كبريتات النحاس البلورية.
أملاح الأمونيوم: الخصائص والإنتاج
في تفاعل إضافة ، ينتج عن تفاعل أيون الهيدروجين والأمونيا تكوين NH4+أيون. يتصرف جزيء NH3كمستقبل ، لذلك فقد أوضح خصائص القاعدة. التفاعل مع الأحماض غير العضوية يؤدي إلى ظهور جزيئات الملح: كلوريد ، كبريتات ، نترات الأمونيوم.
NH3+ HCl=NH4Cl
عملية إذابة الأمونيا في الماء تؤدي أيضًا إلى تكوين أيون الأمونيوم ، والذي يمكن الحصول عليه بالمعادلة:
NH3+ H2O=NH4++ OH-
نتيجة لذلك ، يزداد تركيز جزيئات الهيدروكسيل في محلول مائي من الأمونيا ، يسمى أيضًا هيدروكسيد الأمونيوم. هذا يؤدي إلى حقيقة أن تفاعل الوسط يصبح قلويًا. يمكن تحديده باستخدام المؤشر - الفينول فثالين ، الذي يغير لونه من عديم اللون إلى توت العليق. تحتوي معظم المركبات على شكل مواد بلورية عديمة اللون ، قابلة للذوبان في الماء بسهولة. تشبه في كثير من مظاهرها أملاح المعادن النشطة: الليثيوم والصوديوم والروبيديوم. يمكن العثور على أكبر أوجه التشابه بين أملاح البوتاسيوم والأمونيوم. ويفسر ذلك من خلال الأحجام المتشابهة لنصف قطر أيونات البوتاسيوم و NH4+. عند تسخينها تتحلل لتكوين غاز الأمونيا.
NH4Cl=NH3 + HCl
التفاعل قابل للعكس ، حيث يمكن أن تتفاعل منتجاته مع بعضها البعض مرة أخرى لتشكيل ملح الأمونيوم. عندما يتم تسخين محلول كلوريد الأمونيوم ، تتبخر جزيئات NH3على الفور ، لذلك تسمع رائحة الأمونيا. لذلك فإن التفاعل النوعي لأيون الأمونيوم هو التحلل الحراري لأملاحه.
التحلل المائي
تُظهر مياه الأمونيا خصائص قاعدة ضعيفة ، وبالتالي فإن الأملاح التي تحتوي على NH4+تخضع لعملية التبادل مع الماء - التحلل المائي. محاليل كلوريد الأمونيوم أو الكبريتات لها تفاعل حمضي طفيف ، منذ ذلك الحينيتراكم فائض من كاتيونات الهيدروجين. إذا قمت بإضافة القلويات إليها ، على سبيل المثال ، هيدروكسيد الصوديوم ، فإن جزيئات الهيدروكسيل ستربط بروتونات الهيدروجين لتكوين جزيئات الماء. على سبيل المثال ، التحلل المائي لكلوريد الأمونيوم هو تفاعل متبادل بين الملح والماء ، مما يؤدي إلى تكوين إلكتروليت ضعيف - NH4OH.
ميزات التحلل الحراري لأملاح الأمونيوم
معظم مركبات هذه المجموعة ، عند تسخينها ، تشكل أمونيا غازية ، فإن العملية نفسها يمكن عكسها. ومع ذلك ، إذا أظهر الملح خصائص مؤكسدة ، على سبيل المثال ، نترات الأمونيوم هي إحدى هذه الخصائص ، فعند تسخينها ، تتحلل بشكل لا رجعة فيه إلى أول أكسيد النيتروجين والماء. هذا التفاعل هو تفاعل الأكسدة والاختزال ، حيث يكون أيون الأمونيوم هو العامل المختزل ، وأنيون بقايا حمض النترات هو عامل مؤكسد.
قيمة مركبات الأمونيا
يحتوي كل من غاز الأمونيا نفسه ومعظم أملاحه على مجموعة واسعة من التطبيقات في الصناعة والزراعة والطب والحياة اليومية. عند ضغط منخفض (حوالي 7-8 ضغط جوي) ، يسيل الغاز بسرعة ، ويمتص كمية كبيرة من الحرارة. لذلك ، يتم استخدامه في وحدات التبريد. في المختبرات الكيميائية ، يستخدم هيدروكسيد الأمونيوم كقاعدة متطايرة ضعيفة ملائمة للتجارب. تستخدم معظم الأمونيا للحصول على حامض النترات وأملاحه - أسمدة معدنية مهمة - نترات. تحتوي نترات الأمونيوم على نسبة عالية من النيتروجين بشكل خاص. كما أنها تستخدم في الألعاب النارية وأعمال الهدم للتصنيعالمتفجرات - ammonals. وجدت الأمونيا ، وهي كلوريد الأمونيوم ، تطبيقًا في الخلايا الجلفانية ، وفي إنتاج الأقمشة القطنية ، وفي عمليات لحام المعادن.
المادة في هذه الحالة تسرع من التخلص من أغشية الأكسيد الموجودة على سطح المعدن ، والتي تتحول إلى كلوريدات أو يتم تقليلها. في الطب ، تستخدم الأمونيا التي لها رائحة نفاذة كوسيلة لاستعادة الوعي بعد إغماء المريض.
في مقالنا درسنا خصائص وتطبيق هيدروكسيد الأمونيوم وأملاحه في مختلف الصناعات والأدوية.
