Хларыд амонію
| Хларыд амонію | |
 | |
| Агульныя | |
|---|---|
| Хім. формула | ClH₄N |
| Эмпірычная формула | NH4Cl |
| Фізічныя ўласцівасці | |
| Малярная маса | 53.5 г/моль |
| Шчыльнасць | 1.526 г/см³ |
| Тэрмічныя ўласцівасці | |
| Тэмпература плаўлення | 338 °C |
| Тэмпература сублімацыі | 338 (з раскл.) °C |
| Тэмпература кіпення | 520 °C |
| Хімічныя ўласцівасці | |
| Растваральнасць у вадзе | 28.3 г/100 мл |
| Класіфікацыя | |
| Рэг. нумар CAS | |
| PubChem | |
| Рэг. нумар EINECS | 235-186-4 |
| SMILES | |
| Рэг. нумар EC | 235-186-4 |
| RTECS | BP4550000 |
| ChemSpider | |
Нашатыр, хларыд амонію, NH4Cl — неарганічнае хімічнае злучэнне, соль; утвараецца ў выніку ўзаемадзеяння аміяку і яго злучэнняў з салянай кіслатой і яе солямі.
Белае крышталічнае рэчыва, або дробнакрышталічны парашок, салёны на смак, не мае паху. Крыху гіграскапічны. Добра раствараецца ў вадзе. Субліміруецца пры 338°C[1]. Зарэгістраваны ў якасці харчовага дадатку E510.
Хімічныя ўласцівасці
[правіць | правіць зыходнік]Рэагуе з шчолачамі з вылучэннем аміяку:
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {KOH} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {KCl} {}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}\uparrow {}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/9f00d20c39b6064060ad32972c83dd3a3083b0ef)
З нітратам серабра рэагуе з асаджэннем хларыду серабра:
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {AgNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {AgCl} \downarrow {}{}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {NO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/f4671fee714cfaffbfa6dd199e194ece08d2e5dc)
Рэагуе з нітрытам натрыю пры награванні з утварэннем хларыду натрыю, азоту і вады[2]:
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} {}+{}\mathrm {NaNO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaCl} {}+{}\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\uparrow {}{}+{}2\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/c425df9349e6da733ab21a1b9d1b5ab7a1a24f4f)
Атрыманне
[правіць | правіць зыходнік]У прамысловасці хларыд амонію атрымліваюць як пабочны прадукт атрымання гідракарбаната натрыю па метадзе Сольвэ[3]. Матачны раствор упарваюць да вылучэння крышталёў хларыду амонію.
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}\mathrm {O} {}+{}\mathrm {CO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}\mathrm {NaCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NaHCO} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/763b4b2f988767370bed568d692892eade7132c0)
У лабараторыі хларыд амонію звычайна атрымліваюць узаемадзеяннем аміяку з салянай кіслатой:
- .
![{\displaystyle {\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}{}+{}\mathrm {HCl} {}\mathrel {\longrightarrow } {}\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{4}}\mathrm {Cl} }}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/abe4f77d49f9ce80eab4677434b39a88f48da261)
Выкарыстанне
[правіць | правіць зыходнік]Хларыд амонію выкарыстоўваецца ў якасці азотнага ўгнаення, у лабараторнай практыцы з ільдом дае ахладжальную сумесь, якая можа забяспечыць тэмпературу да -20°C. У харчовай прамысловасці ў якасці дадатку Е510 прымяняецца пры вытворчасці мукі як загушчальнік і эмульгатар, пры вытворчасці вінаў, лакрыцы, як прыправа да рыбы. У медыцыне вядомы як нашатыр, выкарыстоўваецца для ўзмацнення дыўрэтыкаў, як замена нашатырнаму спірту і інш.
Крыніцы
[правіць | правіць зыходнік]- ↑ ICSC 1051 - AMMONIUM CHLORIDE. chemicalsafety.ilo.org. Праверана 2 ліпеня 2025.
- ↑ Лидин, Р.А. Реакции неорганических веществ: справочник/ Р.А. Лидин, В.А. Молочко, Л.Л. Андреева; под редакцией Р.А. Лидина. – 2-е изд., испр. и доп. – М.: Дрофа, 2007. – 637 с.
- ↑ Неорганическая химия : в 3 т. / Ю. Д. Третьяков [и др.]. — М. : Академия, 2004—2007. — Т. 2 : Химия непереходных элементов / А. А. Дроздов, М. Е. Тамм, Ю. Д. Третьяков [и др.]. — 2004. — 368 с.