25 min

Właściwości wodnego roztworu amoniaku (zasady amonowej)

Słabe właściwości zasadowe wodnego roztworu amoniaku i jego charakterystyczne reakcje.

Teoria

Najważniejsze właściwości wodnego roztworu amoniaku

Wodny roztwór amoniaku, nazywany też zasadą amonową i zapisywany szkolnie jako NH₄OH, jest słabą zasadą. W roztworze zachodzi równowaga, w której powstają jony NH₄⁺ i OH⁻.

Jony OH⁻ nadają temu roztworowi odczyn zasadowy, ale w porównaniu z NaOH lub KOH jest to zasada słaba. Dlatego roztwór amoniaku bierze udział tylko w części reakcji typowych dla zasad i wymaga uważnego rozpoznania warunków.

Zachowanie wskaźników

Schemat 1

wodny roztwór amoniaku → roztwór o odczynie zasadowym

Przykład 1

NH₄OH(aq) → roztwór o odczynie zasadowym

Zmiana barwy wskaźników

WskaźnikŚrodowisko obojętne→Środowisko zasadowe

lakmus

obojętnefioletowy

→

zasadoweniebieski

oranż metylowy

obojętnepomarańczowy

→

zasadoweżółty

fenoloftaleina

obojętnebezbarwna

→

zasadowemalinowa

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Lakmus zmienia barwę z czerwonej w środowisku kwasowym na niebieską w środowisku zasadowym. Oranż metylowy zmienia barwę z pomarańczowej na żółtą, a fenoloftaleina z bezbarwnej na malinową.
Amoniak jest gazem o charakterystycznym, drażniącym zapachu; nie wolno wdychać go bezpośrednio.

Częściowa dysocjacja

Schemat 1

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

Przykład 1

NH₄OH ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Wodny roztwór amoniaku jest słabą zasadą, dlatego dysocjuje tylko częściowo.

Brak reakcji charakterystycznych dla silnych alkaliów

Schemat 1

wodny roztwór amoniaku + metal / niemetal / związek amfoteryczny → reakcja nie zachodzi

Przykłady

1. 2Al + NH₄OH + H₂O → reakcja nie zachodzi

2. Al(OH)₃ + NH₄OH → reakcja nie zachodzi

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Wodny roztwór amoniaku nie reaguje z metalami, niemetalami, tlenkami amfoterycznymi ani wodorotlenkami amfoterycznymi w sposób typowy dla silnych zasad.
Słaby zasadowy charakter roztworu nie wystarcza do roztwarzania związków amfoterycznych ani do uruchomienia tych reakcji redoks.

Reakcja z kwasem

Schemat 1

wodny roztwór amoniaku + kwas → sól amonowa + woda

Przykłady

1. NH₄OH + HCl → NH₄Cl + H₂O

2. 2NH₄OH + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + 2H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Produktem jest sól zawierająca kation amonowy NH₄⁺. Reakcja ma charakter zobojętniania.

Reakcja z tlenkiem kwasowym

Schemat 1

wodny roztwór amoniaku + tlenek kwasowy → sól amonowa + woda

Przykłady

1. 2NH₄OH + CO₂ → (NH₄)₂CO₃ + H₂O

2. 2NH₄OH + SO₂ → (NH₄)₂SO₃ + H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Przy innym stosunku molowym reagentów mogą powstawać sole kwaśne, na przykład NH₄HCO₃.

Reakcja z solą metalu

Schemat 1

wodny roztwór amoniaku + sól metalu → sól amonowa + osad wodorotlenku

Przykłady

1. CuSO₄ + 2NH₄OH → (NH₄)₂SO₄ + Cu(OH)₂↓

2. FeCl₃ + 3NH₄OH → 3NH₄Cl + Fe(OH)₃↓

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Reakcja zachodzi, gdy powstający wodorotlenek metalu jest nierozpuszczalny w wodzie.
Sól metalu musi być rozpuszczalna, aby jej jony mogły reagować w roztworze.

Tworzenie związku kompleksowego w nadmiarze amoniaku

Schemat 1

osad wodorotlenku + nadmiar amoniaku → związek kompleksowy

Przykład 1

Cu(OH)₂↓ + 4NH₄OH ⇄ [Cu(NH₃)₄](OH)₂ + 4H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Reakcja zachodzi tylko dla niektórych jonów metali. Osad Cu(OH)₂ rozpuszcza się w nadmiarze amoniaku, tworząc ciemnoniebieski kompleks tetraaminamiedzi(II).
W zapisie jonowym powstający kompleks opisuje jon [Cu(NH₃)₄]²⁺.

Rozkład podczas ogrzewania

Schemat 1

NH₄OH —ogrzewanie→ NH₃↑ + H₂O

Przykład 1

NH₄OH → NH₃↑ + H₂O

Warunki, ograniczenia i dodatkowe informacje

Wodny roztwór amoniaku łatwo traci amoniak podczas ogrzewania, dlatego równanie zapisuje się jako NH₄OH → NH₃↑ + H₂O.