Аммоний в таблице менделеева номер порядковый

This article is about the molecular ion. For the ancient city, see Siwa Oasis.

Not to be confused with the neutral compound Ammonia.

Ammonium

Names
IUPAC name Ammonium ion
Systematic IUPAC name Azanium[1]
Identifiers
CAS Number	14798-03-9
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:28938
ChemSpider	218
MeSH	D000644
PubChem CID	16741146
UNII	54S68520I4
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5043974
InChI InChI=1S/H3N/h1H3/p+1 Key: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-O InChI=1/H3N/h1H3/p+1 Key: QGZKDVFQNNGYKY-IKLDFBCSAZ
SMILES [NH4+]
Properties
Chemical formula	[NH4]+
Molar mass	18.039 g·mol−1
Acidity (pKa)	9.25
Conjugate base	Ammonia
Structure
Molecular shape	Tetrahedral
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). Infobox references

The ammonium cation is a positively-charged polyatomic ion with the chemical formula NH+4 or [NH₄]⁺. It is formed by the protonation of ammonia (NH₃). Ammonium is also a general name for positively charged or protonated substituted amines and quaternary ammonium cations ([NR₄]⁺), where one or more hydrogen atoms are replaced by organic groups (indicated by R).

Acid–base properties[edit]

The ammonium ion is generated when ammonia, a weak base, reacts with Brønsted acids (proton donors):

The ammonium ion is mildly acidic, reacting with Brønsted bases to return to the uncharged ammonia molecule:

Thus, treatment of concentrated solutions of ammonium salts with strong base gives ammonia. When ammonia is dissolved in water, a tiny amount of it converts to ammonium ions:

The degree to which ammonia forms the ammonium ion depends on the pH of the solution. If the pH is low, the equilibrium shifts to the right: more ammonia molecules are converted into ammonium ions. If the pH is high (the concentration of hydrogen ions is low and hydroxide ions is high), the equilibrium shifts to the left: the hydroxide ion abstracts a proton from the ammonium ion, generating ammonia.

Formation of ammonium compounds can also occur in the vapor phase; for example, when ammonia vapor comes in contact with hydrogen chloride vapor, a white cloud of ammonium chloride forms, which eventually settles out as a solid in a thin white layer on surfaces.

Salts[edit]

Ammonium cation is found in a variety of salts such as ammonium carbonate, ammonium chloride and ammonium nitrate. Most simple ammonium salts are very soluble in water. An exception is ammonium hexachloroplatinate, the formation of which was once used as a test for ammonium. The ammonium salts of nitrate and especially perchlorate are highly explosive, in these cases ammonium is the reducing agent.

In an unusual process, ammonium ions form an amalgam. Such species are prepared by the addition of sodium amalgam to a solution of ammonium chloride.^[2] This amalgam eventually decomposes to release ammonia and hydrogen.^[3]

To find whether the ammonium ion is present in the salt, first the salt is heated in presence of alkali hydroxide releasing a gas with characteristic smell which of course is ammonia.

To further confirm ammonia it passed through glass rod dipped in HCl solution (hydrochloric acid) creating white dense fumes of ammonium chloride.

Ammonia when passed through CuSO₄ (copper(II) sulphate) solution turns from blue to deep blue color forming Schweizer’s reagent.

Ammonia or ammonium ion when added to Nessler’s reagent gives brown color precipitate known as iodide of Million’s base in basic medium.

Ammonium ion when added to chloroplatinic acid gives a yellow precipitate.

Ammonium ion when added to sodium cobaltinitrite gives a yellow precipitate.

Ammonium ion when added to potassium bitartrate gives a white precipitate.

Structure and bonding[edit]

The lone electron pair on the nitrogen atom (N) in ammonia, represented as a line above the N, forms the bond with a proton (H⁺). Thereafter, all four N–H bonds are equivalent, being polar covalent bonds. The ion has a tetrahedral structure and is isoelectronic with methane and the borohydride anion. In terms of size, the ammonium cation (r_ionic = 175 pm)^{[citation needed]} resembles the caesium cation (r_ionic = 183 pm).^{[citation needed]}

Organic ions[edit]

The hydrogen atoms in the ammonium ion can be substituted with an alkyl group or some other organic group to form a substituted ammonium ion (IUPAC nomenclature: aminium ion). Depending on the number of organic groups, the ammonium cation is called a primary, secondary, tertiary, or quaternary. With the exception of the quaternary ammonium cations, the organic ammonium cations are weak acids.

An example of a reaction forming an ammonium ion is that between dimethylamine, (CH₃)₂NH, and an acid to give the dimethylammonium cation, [(CH₃)₂NH₂]⁺:

Quaternary ammonium cations have four organic groups attached to the nitrogen atom, they lack a hydrogen atom bonded to the nitrogen atom. These cations, such as the tetra-n-butylammonium cation, are sometimes used to replace sodium or potassium ions to increase the solubility of the associated anion in organic solvents. Primary, secondary, and tertiary ammonium salts serve the same function, but are less lipophilic. They are also used as phase-transfer catalysts and surfactants.

An unusual class of organic ammonium salts are derivatives of amine radical cations, [R₃N•]⁺ such as tris(4-bromophenyl)ammoniumyl hexachloroantimonate.

Biology[edit]

Ammonium ions are a waste product of the metabolism of animals. In fish and aquatic invertebrates, it is excreted directly into the water. In mammals, sharks, and amphibians, it is converted in the urea cycle to urea, because urea is less toxic and can be stored more efficiently. In birds, reptiles, and terrestrial snails, metabolic ammonium is converted into uric acid, which is solid and can therefore be excreted with minimal water loss.^[4]

Ammonium is an important source of nitrogen for many plant species, especially those growing on hypoxic soils. However, it is also toxic to most crop species and is rarely applied as a sole nitrogen source.^[5]

Metal[edit]

The ammonium ion has very similar properties to the heavier alkali metals cations and is often considered a close equivalent.^[6][7][8] Ammonium is expected to behave as a metal ([NH₄]⁺ ions in a sea of electrons) at very high pressures, such as inside gas giant planets such as Uranus and Neptune.^[7][8]

Under normal conditions, ammonium does not exist as a pure metal, but does as an amalgam (alloy with mercury).^[9]

See also[edit]

References[edit]

This article is about the molecular ion. For the ancient city, see Siwa Oasis.

Not to be confused with the neutral compound Ammonia.

Ammonium

Names
IUPAC name Ammonium ion
Systematic IUPAC name Azanium[1]
Identifiers
CAS Number	14798-03-9
3D model (JSmol)	Interactive image
ChEBI	CHEBI:28938
ChemSpider	218
MeSH	D000644
PubChem CID	16741146
UNII	54S68520I4
CompTox Dashboard (EPA)	DTXSID5043974
InChI InChI=1S/H3N/h1H3/p+1 Key: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-O InChI=1/H3N/h1H3/p+1 Key: QGZKDVFQNNGYKY-IKLDFBCSAZ
SMILES [NH4+]
Properties
Chemical formula	[NH4]+
Molar mass	18.039 g·mol−1
Acidity (pKa)	9.25
Conjugate base	Ammonia
Structure
Molecular shape	Tetrahedral
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). Infobox references

The ammonium cation is a positively-charged polyatomic ion with the chemical formula NH+4 or [NH₄]⁺. It is formed by the protonation of ammonia (NH₃). Ammonium is also a general name for positively charged or protonated substituted amines and quaternary ammonium cations ([NR₄]⁺), where one or more hydrogen atoms are replaced by organic groups (indicated by R).

Acid–base properties[edit]

The ammonium ion is generated when ammonia, a weak base, reacts with Brønsted acids (proton donors):

The ammonium ion is mildly acidic, reacting with Brønsted bases to return to the uncharged ammonia molecule:

Thus, treatment of concentrated solutions of ammonium salts with strong base gives ammonia. When ammonia is dissolved in water, a tiny amount of it converts to ammonium ions:

The degree to which ammonia forms the ammonium ion depends on the pH of the solution. If the pH is low, the equilibrium shifts to the right: more ammonia molecules are converted into ammonium ions. If the pH is high (the concentration of hydrogen ions is low and hydroxide ions is high), the equilibrium shifts to the left: the hydroxide ion abstracts a proton from the ammonium ion, generating ammonia.

Formation of ammonium compounds can also occur in the vapor phase; for example, when ammonia vapor comes in contact with hydrogen chloride vapor, a white cloud of ammonium chloride forms, which eventually settles out as a solid in a thin white layer on surfaces.

Salts[edit]

Ammonium cation is found in a variety of salts such as ammonium carbonate, ammonium chloride and ammonium nitrate. Most simple ammonium salts are very soluble in water. An exception is ammonium hexachloroplatinate, the formation of which was once used as a test for ammonium. The ammonium salts of nitrate and especially perchlorate are highly explosive, in these cases ammonium is the reducing agent.

In an unusual process, ammonium ions form an amalgam. Such species are prepared by the addition of sodium amalgam to a solution of ammonium chloride.^[2] This amalgam eventually decomposes to release ammonia and hydrogen.^[3]

To find whether the ammonium ion is present in the salt, first the salt is heated in presence of alkali hydroxide releasing a gas with characteristic smell which of course is ammonia.

To further confirm ammonia it passed through glass rod dipped in HCl solution (hydrochloric acid) creating white dense fumes of ammonium chloride.

Ammonia when passed through CuSO₄ (copper(II) sulphate) solution turns from blue to deep blue color forming Schweizer’s reagent.

Ammonia or ammonium ion when added to Nessler’s reagent gives brown color precipitate known as iodide of Million’s base in basic medium.

Ammonium ion when added to chloroplatinic acid gives a yellow precipitate.

Ammonium ion when added to sodium cobaltinitrite gives a yellow precipitate.

Ammonium ion when added to potassium bitartrate gives a white precipitate.

Structure and bonding[edit]

The lone electron pair on the nitrogen atom (N) in ammonia, represented as a line above the N, forms the bond with a proton (H⁺). Thereafter, all four N–H bonds are equivalent, being polar covalent bonds. The ion has a tetrahedral structure and is isoelectronic with methane and the borohydride anion. In terms of size, the ammonium cation (r_ionic = 175 pm)^{[citation needed]} resembles the caesium cation (r_ionic = 183 pm).^{[citation needed]}

Organic ions[edit]

The hydrogen atoms in the ammonium ion can be substituted with an alkyl group or some other organic group to form a substituted ammonium ion (IUPAC nomenclature: aminium ion). Depending on the number of organic groups, the ammonium cation is called a primary, secondary, tertiary, or quaternary. With the exception of the quaternary ammonium cations, the organic ammonium cations are weak acids.

An example of a reaction forming an ammonium ion is that between dimethylamine, (CH₃)₂NH, and an acid to give the dimethylammonium cation, [(CH₃)₂NH₂]⁺:

Quaternary ammonium cations have four organic groups attached to the nitrogen atom, they lack a hydrogen atom bonded to the nitrogen atom. These cations, such as the tetra-n-butylammonium cation, are sometimes used to replace sodium or potassium ions to increase the solubility of the associated anion in organic solvents. Primary, secondary, and tertiary ammonium salts serve the same function, but are less lipophilic. They are also used as phase-transfer catalysts and surfactants.

An unusual class of organic ammonium salts are derivatives of amine radical cations, [R₃N•]⁺ such as tris(4-bromophenyl)ammoniumyl hexachloroantimonate.

Biology[edit]

Ammonium ions are a waste product of the metabolism of animals. In fish and aquatic invertebrates, it is excreted directly into the water. In mammals, sharks, and amphibians, it is converted in the urea cycle to urea, because urea is less toxic and can be stored more efficiently. In birds, reptiles, and terrestrial snails, metabolic ammonium is converted into uric acid, which is solid and can therefore be excreted with minimal water loss.^[4]

Ammonium is an important source of nitrogen for many plant species, especially those growing on hypoxic soils. However, it is also toxic to most crop species and is rarely applied as a sole nitrogen source.^[5]

Metal[edit]

The ammonium ion has very similar properties to the heavier alkali metals cations and is often considered a close equivalent.^[6][7][8] Ammonium is expected to behave as a metal ([NH₄]⁺ ions in a sea of electrons) at very high pressures, such as inside gas giant planets such as Uranus and Neptune.^[7][8]

Under normal conditions, ammonium does not exist as a pure metal, but does as an amalgam (alloy with mercury).^[9]

See also[edit]

References[edit]

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Еще в школе, сидя на уроках химии, все мы помним таблицу на стене класса или химической лаборатории. Эта таблица содержала классификацию всех известных человечеству химических элементов, тех фундаментальных компонентов, из которых состоит Земля и вся Вселенная. Тогда мы и подумать не могли, что таблица Менделеева бесспорно является одним из величайших научных открытий, который является фундаментом нашего современного знания о химии.

На первый взгляд, ее идея выглядит обманчиво просто: организовать химические элементы в порядке возрастания веса их атомов. Причем в большинстве случаев оказывается, что химические и физические свойства каждого элемента сходны с предыдущим ему в таблице элементом. Эта закономерность проявляется для всех элементов, кроме нескольких самых первых, просто потому что они не имеют перед собой элементов, сходных с ними по атомному весу. Именно благодаря открытию такого свойства мы можем поместить линейную последовательность элементов в таблицу, очень напоминающую настенный календарь, и таким образом объединить огромное количество видов химических элементов в четкой и связной форме. Разумеется, сегодня мы пользуемся понятием атомного числа (количества протонов) для того, чтобы упорядочить систему элементов. Это помогло решить так называемую техническую проблему «пары перестановок», однако не привело к кардинальному изменению вида периодической таблицы.

В периодической таблице Менделеева все элементы упорядочены с учетом их атомного числа, электронной конфигурации и повторяющихся химических свойств. Ряды в таблице называются периодами, а столбцы группами. В первой таблице, датируемой 1869 годом, содержалось всего 60 элементов, теперь же таблицу пришлось увеличить, чтобы поместить 118 элементов, известных нам сегодня.

Периодическая система Менделеева систематизирует не только элементы, но и самые разнообразные их свойства. Химику часто бывает достаточно иметь перед глазами Периодическую таблицу для того, чтобы правильно ответить на множество вопросов (не только экзаменационных, но и научных).

The YouTube ID of 1M7iKKVnPJE is invalid.

Периодический закон

Существуют две формулировки периодического закона химических элементов: классическая и современная.

Классическая, в изложении его первооткрывателя Д.И. Менделеева: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов.

Современная: свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).

Графическим изображением периодического закона является периодическая система элементов, которая представляет собой естественную классификацию химических элементов, основанную на закономерных изменениях свойств элементов от зарядов их атомов. Наиболее распространёнными изображениями периодической системы элементов Д.И. Менделеева являются короткая и длинная формы.

Группы и периоды Периодической системы

Группами называют вертикальные ряды в периодической системе. В группах элементы объединены по признаку высшей степени окисления в оксидах. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и одинаковые с ним по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы состоят только из элементов больших периодов. Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров. В периодической системе имеются семь периодов: первый, второй и третий периоды называют малыми, в них содержится соответственно 2, 8 и 8 элементов; остальные периоды называют большими: в четвёртом и пятом периодах расположены по 18 элементов, в шестом — 32, а в седьмом (пока незавершенном) — 31 элемент. Каждый период, кроме первого, начинается щелочным металлом, а заканчивается благородным газом.

Физический смысл порядкового номера химического элемента: число протонов в атомном ядре и число электронов, вращающихся вокруг атомного ядра, равны порядковому номеру элемента.

Свойства таблицы Менделеева

Напомним, что группами называют вертикальные ряды в периодической системе и химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

• усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические;
• возрастает атомный радиус;
• возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;
• электроотрицательность падает.

Все элементы, кроме гелия, неона и аргона, образуют кислородные соединения, существует всего восемь форм кислородных соединений. В периодической системе их часто изображают общими формулами, расположенными под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где символом R обозначают элемент данной группы. Формулы высших оксидов относятся ко всем элементам группы, кроме исключительных случаев, когда элементы не проявляют степени окисления, равной номеру группы (например, фтор).

Оксиды состава R₂O проявляют сильные основные свойства, причём их основность возрастает с увеличением порядкового номера, оксиды состава RO (за исключением BeO) проявляют основные свойства. Оксиды состава RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇ проявляют кислотные свойства, причём их кислотность возрастает с увеличением порядкового номера.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения. Существуют четыре формы таких соединений. Их располагают под элементами главных подгрупп и изображают общими формулами в последовательности RH₄, RH₃, RH₂, RH.

Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ — слабоосновный; RH₂ — слабокислый; RH — сильнокислый характер.

Напомним, что периодом называют горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания порядковых (атомных) номеров.

В пределах периода с увеличением порядкового номера элемента:

• электроотрицательность возрастает;
• металлические свойства убывают, неметаллические возрастают;
• атомный радиус падает.

Элементы таблицы Менделеева

Щелочные и щелочноземельные элементы

К ним относятся элементы из первой и второй группы периодической таблицы. Щелочные металлы из первой группы — мягкие металлы, серебристого цвета, хорошо режутся ножом. Все они обладают одним-единственным электроном на внешней оболочке и прекрасно вступают в реакцию. Щелочноземельные металлы из второй группы также имеют серебристый оттенок. На внешнем уровне помещено по два электрона, и, соответственно, эти металлы менее охотно взаимодействуют с другими элементами. По сравнению со щелочными металлами, щелочноземельные металлы плавятся и кипят при более высоких температурах.

Лантаниды (редкоземельные элементы) и актиниды

Лантаниды — это группа элементов, изначально обнаруженных в редко встречающихся минералах; отсюда их название «редкоземельные» элементы. Впоследствии выяснилось, что данные элементы не столь редки, как думали вначале, и поэтому редкоземельным элементам было присвоено название лантаниды. Лантаниды и актиниды занимают два блока, которые расположены под основной таблицей элементов. Обе группы включают в себя металлы; все лантаниды (за исключением прометия) нерадиоактивны; актиниды, напротив, радиоактивны.

Галогены и благородные газы

Галогены и благородные газы объединены в группы 17 и 18 периодической таблицы. Галогены представляют собой неметаллические элементы, все они имеют семь электронов во внешней оболочке. В благородных газахвсе электроны находятся во внешней оболочке, таким образом с трудом участвуют в образовании соединений. Эти газы называют «благородными, потому что они редко вступают в реакцию с прочими элементами; т. е. ссылаются на представителей благородной касты, которые традиционно сторонились других людей в обществе.

Переходные металлы

Переходные металлы занимают группы 3—12 в периодической таблице. Большинство из них плотные, твердые, с хорошей электро- и теплопроводностью. Их валентные электроны (при помощи которых они соединяются с другими элементами) находятся в нескольких электронных оболочках.

Металлоиды

Металлоиды занимают группы 13—16 периодической таблицы. Такие металлоиды, как бор, германий и кремний, являются полупроводниками и используются для изготовления компьютерных чипов и плат.

Постпереходными металлами

Элементы, называемые постпереходными металлами, относятся к группам 13—15 периодической таблицы. В отличие от металлов, они не имеют блеска, а имеют матовую окраску. В сравнении с переходными металлами постпереходные металлы более мягкие, имеют более низкую температуру плавления и кипения, более высокую электроотрицательность. Их валентные электроны, с помощью которых они присоединяют другие элементы, располагаются только на внешней электронной оболочке. Элементы группы постпереходных металлов имеют гораздо более высокую температуру кипения, чем металлоиды.

Неметаллы

Из всех элементов, классифицируемых как неметаллы, водород относится к 1-й группе периодической таблицы, а остальные — к группам 13—18. Неметаллы не являются хорошими проводниками тепла и электричества. Обычно при комнатной температуре они пребывают в газообразном (водород или кислород) или твердом состоянии (углерод).

А теперь закрепите полученные знания, посмотрев видео про таблицу Менделеева и не только.

Отлично, первый шаг на пути к знаниям сделан. Теперь вы более-менее ориентируетесь в таблице Менделеева и это вам очень даже пригодится, ведь Периодическая система Менделеева является фундаментом, на котором стоит эта удивительная наука.

Аммоний (свободный радикал) – атомная группа (или радикал) состава NH₄, не существующая в свободном виде^[1][2]. Аммоний (свободный радикал), так же как и короткоживущие свободные радикалы, склонен к рекомбинации и как атом водорода образует молекулу водорода^[3].Аммоний (свободный радикал) можно стабилизировать замораживанием или в матрице в виде амальгамы.^[3][4]

Аммоний (катион) – положительно заряженный полиатомный ион с химической формулой NH₄⁺. Аммоний (катион) с противоионом образуют соли аммония, аммониевые соединения, последние входят в большой класс ониевых соединений.^[5]

Аммо́ний (лат. Ammonium) — многоатомный неорганический катион, продукт протонирования аммиака. В соединениях играет роль одновалентного металла. Химическая формула — NH₄⁺. При растворении аммиака в растворах кислот происходит реакция протонирования:

NH₃ + H⁺ = NH₄⁺

Ион аммония является правильным тетраэдром с азотом в центре и атомами водорода в вершинах тетраэдра. Размер иона — 1,43 Å^[6].

Существует также короткоживущий свободный радикал аммония с формулой NH₄^[7] (см. Свободный аммоний).

Диссоциация солей аммония

При диссоциации солей аммония в водных растворах образуется катион аммония, например:

NH₄CI = NH₄⁺ + Cl⁻.

Свойства солей аммония

Большинство солей аммония — бесцветные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде и легко разлагающиеся при нагревании с выделением газов.

• Прочность солей аммония сильно различается. Если записать реакцию аммиака с кислотами следующим образом:

NH₃ + Н⁺X⁻ → [NH₄]⁺X⁻,

то чем сильнее кислотный остаток Х⁻ удерживает катион Н⁺, тем труднее происходит прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива её аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты HCl хлорид аммония NH₄Cl вполне стабилен при комнатной температуре, а соль слабой угольной кислоты в этих условиях заметно разлагается.

Аммониевые соли летучих кислот при нагревании разлагаются, выделяя газообразные продукты, которые при охлаждении вновь образуют соль:

NH₄Cl → NH₃ + HCl → NH₄Cl

Если соль образована нелетучей кислотой, то нагреванием можно удалить NH₃:

NH₄H₂PO₄ → Н₃PO₄ + NH₃

• Если анион соли аммония содержит атом-окислитель, то при её нагревании происходит реакция внутримолекулярного окисления-восстановления, например:

(NH₄)₂Cr₂O₇ → N₂ + Cr₂O₃ + 4H₂O

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

Реакция для обнаружения аммония

Реакция для обнаружения аммония — выделение аммиака при действии едких щелочей на соли аммония:

NH₄CI + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCI

Широко используется для спектрофотометрического количественного анализа также реакция с реактивом Несслера.

Свободный аммоний

При попытке получения в свободном виде аммоний распадается на аммиак и водород. Однако при определенных условиях возможно выделение очень нестабильного свободного аммония NH₄. Впервые он был получен при восстановлении раствора хлорида аммония амальгамой натрия в виде тестообразной массы, выделяющей водород и аммиак. В дальнейшем его удалось получить в жидком аммиаке. Если действовать NH₄I на синий раствор металлического натрия в жидком аммиаке, то он обесцвечивается вследствие реакции по схеме:

Na + NH₄I = NaI + NH₄.

Так как выделение водорода при этом не наблюдается и образовавшаяся бесцветная жидкость легко присоединяет иод (предположительно – по схеме: 2NH₄ + I₂ = 2NH₄I), весьма вероятно, что в ней содержится свободный радикал – NH₄. Заметное разложение последнего с выделением водорода начинает идти лишь выше минус 40 °C.^[3]

Существует также амальгама аммония. Последний в амальгаме значительно устойчивее, чем в свободном состоянии, и разлагается на аммиак и водород сравнительно медленно^[4].

Замещённые соединения аммония

Органические

Атомы водорода в аммонии могут быть замещены на органические радикалы. Существуют соединения одно-, двух-, трёх- и даже четырёхзамещённого аммония. Гидроксиды четырёхзамещённого аммония (например, гидроксид тетраметиламмония) могут быть выделены в свободном состоянии и являются намного более сильными щелочами, чем сам аммоний и его производные меньшей степени замещения.

Неорганические

Тетрафтораммоний [NF₄]⁺ представляет собой аммоний, все четыре атома водорода в котором замещены фтором. Тетрафтораммоний является одним из немногих соединений, в которых азот имеет степень окисления +5, является сильнейшим окислителем и устойчив только в соединении с комплексными фтористыми анионами, например, тетрафторборатом [BF₄]⁻.

См. также

• Аммониевые соединения
• Гидроксоний

Литература

• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — 14-е изд. — М.: Госхимиздат, 1962. — 976 с.
• Аммоний, аммониум // Энциклопедический словарь Брокгауза и Ефрона: В 86 томах (82 т. и 4 доп.). — СПб., 1890—1907.

Примечания

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Наиболее распространёнными являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток. Выше приведена «короткая» форма таблицы.

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА — периодическая система химических элементов

Таблица Менделеева (периодическая система химических элементов) — это такая таблица, в которой классифицируются химические элементы по  различным свойствам в зависимости от заряда их атомного ядра. Таблица является графическим изображением периодического закона, который открыл Дмитрий Иванович Менделеев в 1869 году. Изначальный вариант этой таблицы 1869 — 1871 гг. и устанавливал зависимость свойств элементов от их атомной массы. На данный момент элементы сводятся в двумерную таблицу, в которой каждый столбец — это группа, определяющая основные физико-химические свойства, а строки — это периоды, схожие друг с другом. Наиболее распространены 2 формы таблицы: короткая и длинная.

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Периодическая таблица Менделеева в классическом варианте (или короткая форма), основана на параллелизме степеней окисления химических элементов главных и побочных подгрупп. В каждой ячейке таблицы указан символ элемента, порядковый номер, относительная атомная масса, и название элемента.

Порядковый номер элемента — это число равное числу протонов в ядре атома и числу электронов, которые вращаются вокруг него.

Чтобы посмотреть все свойства конкретного химического элемента нужно перейти по ссылке нажав на символ элемента в таблице.

П.	Группы химических элементов
							VIII
1	1,00794  Водород							4,0026  Гелий
2	6,941  Литий	9,0122  Берилий	10,811  Бор	12,01115  Углерод	14,0067  Азот	15,9994  Кислород	18,9984  Фтор	20,179  Неон
3	22,9898  Натрий	24,305  Магний	26,9815  Алюминий	28,086  Кремний	30,9738  Фосфор	32,064  Сера	35,454  Хлор	39,948  Аргон
4	39,0983  Калий	40,08  Кальций	44,956 Скандий	47,88 Титан	50,942 Ванадий	51,996 Хром	54,938 Марганец	55,847 Железо	58,9332 Кобальт	58,69 Никель
63,546 Медь	65,39 Цинк	69,72  Галлий	72,61  Германий	74,9216  Мышьяк	78,96  Селен	79,904  Бром	83,80  Криптон
5	85,47  Рубидий	87,62  Стронций	88,906 Иттрий	91,224 Цирконий	92,906 Ниобий	95,94 Молибден	98,906 Технеций	101,07 Рутений	102,905 Родий	106,42 Палладий
107,868 Серебро	112,41 Кадмий	114,82  Индий	118,71  Олово	121,75  Сурьма	127,60  Теллур	126,9045  Йод	131,30  Ксенон
6	132,905  Цезий	137,327  Барий	138,91  Лантан	178,49 Гафний	180,948 Тантал	183,85 Вольфрам	186,207 Рений	190,2 Осмий	192,22 Иридий	195,09 Платина
196,967  Золото	200,59  Ртуть	204,383  Таллий	207,19  Свинец	208,98  Висмут	[209]  Полоний	[210]  Астат	[222]  Радон
7	[223]  Франций	226,025  Радий	[227]  Актиний	[261] Резерфордий	[262] Дубний	[263] Сиборгий	[264] Борий	[265] Хассий	[266] Мейтнерий	[281] Дармштадтий
[281] Рентгений	[285] Коперниций	[284]  Нихоний	[289]  Флеровий	[288]  Московий	[293]  Ливерморий	[294]  Теннесин	[294]  Оганесон
8	[316]  Унуненний	[320]  Унбинилий
	Высшие оксиды
	R2O	RO	R2O3	RO2	R2O5	RO3	R2O7	RO4
	Летучие водородные соединения
				RH4	RH3	H2R	RH

* ЛАНТАНОИДЫ
114,16  Церий	140,907  Празеодим	144,24  Неодим	[145]  Прометий	150,36  Самарий	151,96  Европий	157,25  Гадолиний	158,924  Тербий	162,5  Диспрозий	164,93  Гольмий
			167,26  Эрбий	168,94  Тулий	173,04  Иттербий	174,97  Лютеций
** АКТИНОИДЫ
232,038  Торий	231,04  Протактиний	238,03  Уран	237,05  Нептуний	[244]  Плутоний	[243]  Америций	[247]  Кюрий	[247]  Берклий	[251]  Калифорний	[254]  Эйнштейний
			[257]  Фермий	[258]  Менделевий	[259]  Нобелий	260  Лоуренсий
*** СУПЕРАКТИНОИДЫ
		320  Унбиуний	*  Унбибий	*  Унбитрий	332  Унбиквадий	*  Унбипентий	*  Унбигексий

s – элементы

p – элементы

d – элементы

f – элементы

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева 

Расшифровка периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева:

Периоды  –  горизонтальные строки химических элементов.

Группы  –  вертикальные столбцы химических элементов.

Подгруппы  –  А — главные (s- и р-элементы) и В — побочные (d- и f-элементы).

Номер периода  –  номер внешнего энергетического уровня в электронной формуле атома элемента.

Номер группы (для большинства элементов)  –  общее число валентных электронов (электронов внешнего энергетического уровня, а также предпоследнего d-подуровня, если он застроен не полностью).

Число элементов в периоде  –  максимальная емкость соответствующего энергетического уровня: 

1 период	2 элемента (1s2)	5 период	18 элементов (5s24d105p6)
2 период	8 элементов (2s22p6)	6 период	32 элемента (6s24f145d106p6)
3 период	8 элементов (3s23p6)	7 период	32 элемента (6s24f145d106p6)
4 период	18 элементов (4s23d104p6)	8 период	не завершен

Построение периодов – в начале: два s-элемента, в конце: шесть р- элементов. В четвертом и пятом периодах между ними помещается по десять d-элементов, а в шестом и седьмом к ним добавляются четырнадцать f-элементов (формы электронных орбиталей).

В периоде – свойства химических элементов различаются между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов различны.

В подгруппе – свойства элементов сходны между собой, т.к. электронные конфигурации валентных электронов их атомов сходны.

Причина периодичности свойств химических элементов заключается в периодической повторяемости сходных электронных конфигураций внешних энергетических уровней.

Формы электронных орбиталей (электронные семейства)

Классификация химических элементов по электронным конфигура­циям их атомов (электронные орбитали)

Название семейства	Тип конфигурации	Застраиваемые подуровни
s — элементы	ns1–2	внешний (n) s-подуровень
p -элементы	ns2 np1–6	внешний (n) р-подуровень
d — элементы	(n-1)d1–10 ns1–2	предвнешний (n–1 ) d-подуровень
f — элементы	(n-2)f1–14 (n-1)d1–10 ns1–2	третий снаружи (n–2) f-подуровень

Графическое изображение орбиталей

Свойства элементов таблицы Менделеева

Металлы – элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 1 до 3 (подгруппы IA, IIA, IIIА, кроме элемента бора), а также германий, олово, свинец, сурьма, висмут и полоний.

Неметаллы – бор и элементы главных подгрупп с числом валентных электронов от 4 до 7 (подгруппы IVA, VA, VIA, VIIA) кроме германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония.

Переходные элементы – элементы побочных подгрупп (IB-VIIB); в виде простых веществ ведут себя как металлы.

Благородные газы – элементы подгруппы VIIIA, полностью застро­енные энергетические подуровни s²p⁶, для гелия s².

Галогены – элементы подгруппы VII(a) таблицы Менделеева, реагируют со всеми простыми веществами, кроме некот. неметаллов, являются энергичными окислителями, к ним относят F, Cl, Br, I, At, Ts.

Лантанойды – 15 элементов III группы 6-го периода, металлы с атомными номерами 57–71. Все они имеют стабильные изотопы, кроме прометия.

Актинойды – 15 радиоактивных элементов III группы 7-го периода с атомными номерами 89–103.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются сверху вниз:

— металлические свойства усиливаются и неметаллические свойства ослабевают;

— атомный радиус увеличивается;

— возрастает сила образованных элементом оснований и бескислородных кислот;

— уменьшается электроотрицательность.

В периодах с увеличением порядкового номера элемента прослеживается следующая закономерность:

— увеличивается электроотрицательность;

— металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются;

— уменьшается атомный радиус.

Все элементы таблицы Менделеева, исключая гелий, неон и аргон, образуют кислородные соединения, которые изображены общими формулами под каждой группой в порядке возрастания степени окисления элементов: R₂O, RO, R₂O₃, RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇, RO₄, где R — обозначает элемент группы.

Элементы главных подгрупп, начиная с IV группы, образуют газообразные водородные соединения: RH₄, RH₃, RH₂, RH. Соединения RH₄ имеют нейтральный характер; RH₃ – слабоосновной; RH₂ – слабокислый; RH – сильнокислый характер.

История открытия периодического закона Менделеевым Д.И.

Самый важный вклад в систематизацию химических элементов внёс русский выдающийся химик Дмитрий Иванович Менделеев, автор труда «Основы химии», который в марте 1869 года представил Русскому химическому обществу (РХО) периодический закон химических элементов, изложенный в нескольких основных положениях.

В 1871 году Менделеев в итоговой статье «Периодическая законность химических элементов» дал формулировку Периодического закона: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса». Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице классический вид (короткая таблица, смотрите ниже).

В современном изложении периодический закон химических элементов звучит так: «Свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (порядкового номера).»

Периодическая таблица элементов Менделеева длинная форма

Длинная форма таблицы Менделеева (или длиннопериодная форма) состоит из 18 групп с лева на право от щелочных металов до благородных газов. считается официальной версией с 1989 года.

Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве скачать

Вы можете скачать таблицу Менделеева на выбор короткую или длинную форму в цветном и черно-белом цвете, для этого откройте по ссылке ниже изображение и сохраните его себе на компьютер.

1) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве цветная (короткая форма)

2) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве черно-белая (короткая форма)

3) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве цветная (длинная форма)

4) Таблица Менделеева для печати в хорошем качестве черно-белая (длинная форма)

____________

Источник информации:

1. Большой химический справочник / А.И.Волков, — М.: 2005.

2. Большая энциклопедия химических элементов. Периодическая таблица Менделеева / И.А.Леенсон. — Москва : 2014.

3. По материалам сайта ru.wikipedia.org

Справочник содержит названия веществ и описания химических формул (в т.ч. структурные формулы и скелетные формулы).

---