Нашатырный спирт хлорид аммония уравнение

Хлорид аммония (нашатырь, Е510): описание, реакции, применение

Хлорид аммония – это неорганическое азотсодержащее вещество, имеющее минеральную природу. Нашатырь, как часто называют хлорид аммония, обладает высокой химической активностью, поэтому используется во многих сферах. В пищевой промышленности хлористому аммонию присвоен статус пищевой добавки Е510, но применение ограничено в связи с неприятным вкусом и запахом. Может вноситься в почву в качестве удобрения, содержащего азот и хлор. Также его применяют в медицине, металлургии и фотографии. Вещество обладает отхаркивающими, мочегонными свойствами, назначается для откашливания мокроты при заболеваниях дыхательных путей, а также в качестве натурального диуретика.

Что такое хлорид аммония, формула

Хлорид аммония – это собой среднюю хлористую соль аммония с химической формулой NH₄Cl. В нормальных условиях хлористый аммоний имеет вид белого или желтоватого крупнодисперсного порошка, состоящего из кристаллов прямоугольной формы. Гигроскопичность слабая, не имеет запаха.

Вещество переходит из твёрдого состояния в газообразное при температуре 337,6 °С, в жидком состоянии кипит при очень высокой температуре (520°С). Хорошо растворим в органических растворителях, особенно в спиртах: в метаноле больше, чем в этаноле. Растворяется в воде и жидком аммиаке, при повышении температурного режима растворимость медленно возрастает, наибольшая наблюдается при 100°С.

Насыщенные водные растворы нашатыря имеют меньшую точку кипения (116 °С), проявляют слабокислую реакцию в результате сольволиза водой, поскольку происходит отделение большого количество протонов водорода (H + ).

В природе хлорид аммония встречается в виде минерала нашатыря, имеющего сходную химическую формулу, но с примесями железа (Fe), йода (I) и брома (Br). Обладает жёсткой кубической кристаллической решеткой. Кристалл белого, желтоватого, сероватого или коричневатого цвета, со стеклянным блеском, обладает низкой хрупкостью, режущийся, минимальной твёрдости по шкале Мооса. При раскалывании нашатырь образует раковистый излом.

Минерал формируется в естественных условиях в результате вулканической активности или в районе горячих источников. Имеет вид налётов, корочек, редко образуя массивные скопления. Чаще всего его находят в залежах разложившегося помёта верблюдов, летучих мышей, морских птиц. Нашатырь имеет неприятный резкий горько-солёный вкус, достаточно токсичен, запах едкий, отрезвляющий, в прошлом использовался как компонент нюхательной соли: водным раствором минерала пропитывали углеаммонивые соли.

Молекула хлорида аммония

Реакции с хлоридом аммония

Хлористый аммоний проявляет сходные с другими солями аммония химические свойства. При взаимодействии с водой начинается реакция гидролиза – разложение вещества с образованием воды и ионов. При этом разрушается остаток основания (NH₄OH), т.е. сольволиз протекает по катиону:

При нагревании образуется аммиак и соляная кислота:

Химическое разложение происходит под воздействием концентрированной серной кислоты:

а также при взаимодействии с щелочами щелочно-земельных металлов:

При этом обязательно выделяется хлороводородная кислота или аммиак.

Хлорид аммония реагирует с металлами с выделением нитрида водорода:

Взаимодействие с оксидами протекает тяжело, требует подогревания или участия катализаторов. Так, при температуре около 300°С идёт реакция с окисью меди:

При этом образуется молекулярный азот и выпадает чистая медь.

При слабом подогревании (60-70°С) или пропускании электрического тока нашатырь взаимодействует с хлором, образуя маслянистую летучую жидкость – трёххлористый азот:

Активно идут реакции с различными нитратами, например, с нитратом серебра:

Формирующийся осадок хлорида серебра белого цвета темнеет на свету.

Хлорид аммония реагирует и с нитритами: нитритом натрия, калия и других металлов:

История использования

Хлорид аммония – это вещество, которое было известно со времен до нашей эры. Впервые его использовали в Египте, получая путём возгонки (перехода из твёрдого состояния в газ). Печи топились верблюжьим навозом, в котором в изобилии был аммиак. В результате образовывалась сажа, из которой добывалось вещество. Нередко минерал находили в пустынях, в местах оазисов, где скапливался кал и моча ездовых животных. Резко пахнущие кристаллы использовали в мистических практиках жрецы бога Амона. Вдыхая едкий запах, люди ощущали рефлекторную стимуляцию дыхательного центра, онемение. Эти эффекты связывались с религиозным общением. Хлориду аммония дали название «нушадир», что в переводе с арабского означает «аммиак».

Спустя столетия, в период Средних веков, алхимики экспериментировали с хлористой солью аммония. Смешивая аммиак с летучий хлористоводородной кислотой, они видели образование густого белого дыма. Активную реакцию нейтрализации аммиака (основания) кислотой (HCl) они объясняли также с точки зрения мистики: считалось, что газы представляют собой богов, в результате сражения которых появляется дым и белый налёт на предметах.

По мере развития науки химики стали использовать кристаллы нашатыря в медицинских целях. Из него готовили водный раствор, в котором смачивали платки или марли для приведения в чувства людей, упавших в обморок. Порошок применялся в качества нюхательной соли при головных болях, в стрессовых ситуациях, при заболеваниях верхних и нижних дыхательных путей, для успокоения при истерических припадках. Безводный хлорид аммония не имеет запаха, однако со временем постепенно разлагается, выделяя аммиак, который и даёт местно-раздражающий эффект.

Сначала нашатырь импортировался в страны Европы и в Россию из Индии и Египта, затем учёные стали синтезировать его самостоятельно. Повсеместное активное применение вещества началось в 1710-1800 годах. В 1710 году в России был построен первый завод по производству хлористого аммония.

Получение и производство

В лабораторных условиях хлорид аммония получают взаимодействием аммиака с хлором:

Первые производственные методы получения хлористого аммония были основаны на нейтрализации водного раствора аммиаком соляной кислоты.

Сегодня большое количество Е510 производится как побочный продукт при выпуске пищевой соды. Общее уравнение реакции:

Производство проходит в несколько этапов:

• получают насыщенный раствор гидрокарбоната натрия (NaHCO₃);
• отделяют бикарбанат;
• оставшийся маточный раствор упаривают для большей концентрации соединений;
• в раствор дополнительно добавляют хлориды, затем пропускают углекислый газ.

Так поступают заводы, специализирующиеся на производстве двууглекислого натрия. Для них наиболее экономически выгодно совмещать выпуск двух продуктов, поскольку в наличии изначально есть все необходимые реактивы.

Иногда получение хлорида аммония может быть не связано с пищевой содой. Для этого используют самую первую технологию – взаимодействие раствора аммиака и хлористоводородной кислоты. При этом производство идёт с участием крупного и дорогостоящего оборудования.

Исходный метод был усовершенствован, т.к. имел некоторые недостатки: выпаривание водного раствора для выделения нужного соединения происходило с затратами тепла, сопровождалось сильной коррозией выпарных устройств, в результате производитель нёс убытки. Поэтому было решено заменить водный раствор аммиака насыщенным растворов – таким, в котором концентрация вещества наибольшая, а содержание воды – наименьшее. Последовательность стадий производства:

1. Чистый реагент синтетического хлористого водорода помещают в аппарат для поглощения газов. Туда же добавляют раствор хлористого аммония в жидкой форме. При температуре 70°С происходит реакция поглощения раствором газа.
2. Насыщенный раствор, нагретый до 110°С, поступает в реактор.
3. В реактор подаётся газообразный аммиак, который нейтрализует хлорид водорода.
4. Образуется суспензия хлористого аммония, которая отстаивается.
5. Расслоившийся раствор направляют в центрифугу, где хлорид аммония отделяется в виде кристаллов.

Выход вещества при таком способе довольно большой. Однако производитель сталкивается с токсичными и опасными реактивами, во время синтеза есть вероятность образования взрывоопасного трихлорида азота (Cl₃N). Поэтому чаще всего вещество, поступающее в продажу, производится вместе с пищевой содой.

Воздействие на организм

При правильном применении хлорид аммония не оказывает негативного воздействия на организм. Нужно строго следовать рекомендациям лечащего врача, если вещество было назначено в качестве мочегонного, отхаркивающего средства.

Вред для организма, противопоказания, побочные эффекты

Частое или интенсивное вдыхание паров нашатыря может привести к ожогу слизистой, головным болям. Злоупотребление пищевыми продуктами, в состав которых входит Е510, может привести к отравлению, тошноте и болям в животе, аллергии.

Главное противопоказание к применению хлористого аммония – индивидуальная непереносимость. Она может выражаться в отёках, развитии тяжёлых аллергических реакций. Вещество противопоказано следующим группам лиц:

• беременным или кормящим женщинам;
• детям до 18 лет;
• людям с почечной недостаточностью и другими заболеваниями почек;
• при печёночной недостаточности, гепатитах.

Среди побочных эффектов после использования нашатыря головокружение, головная боль, тошнота, временная потеря или притупление вкусовой чувствительности, обоняния, а также сыпи, кашель.

Полезные свойства

Хлористый аммоний обладает выраженной фармакологической активностью. Воздействуя через рецепторы носа на дыхательный центр, он производит мощный раздражающий эффект. При этом активизируются базовые защитные рефлексы: кашель и чихание. Средство улучшает отхождение мокроты из нижних дыхательных путей при бронхите, пневмонии, способствует сужению сосудов полости носа (избавляет от насморка).

Хлорид аммония проявляет мочегонные свойства. При этом его принимают перорально в виде слабого раствора, который быстро всасывается в желудочно-кишечном тракте. Он вызывает отток жидкостей из тканей в кровь, а затем усиливает выделение и формирование мочи в почках, ускоряет процесс перехода первичной мочи во вторичную, вывод её из организма. Благодаря диуретикоподобному действию хлористый аммоний способствует устранению отёков и нормализации водно-щелочного баланса.

Допустимые нормы потребления хлорида аммония

Предельно допустимая доза хлористого аммония в сутки составляет 12 г в сутки для взрослых людей и 2,5 г в день для детей. Вещество разрешено к применению во многих странах мира, в том числе в США, Канаде, России.

Применение хлорида аммония

Хлорид аммония используется во многих сферах. Сегодня его значение в некоторых областях несколько уменьшилось (сельское хозяйство, пищевая промышленность), поскольку его заменили более совершенные вещества.

Применение хлорида аммония в пищевой промышленности

Пищевая добавка Е510 действует как эмульгатор. Добавка позволяет смешивать исходно трудно растворимые друг в друге соединения, стабилизирует и улучшает их структуру. При производстве хлебобулочной продукции хлористый аммоний добавляется как улучшитель муки. Пищевую добавку Е510 можно встретить в составе и других продуктов:

• кондитерские изделия;
• лакричные конфеты;
• плодово-ягодные вина;
• макароны;
• дрожжи;
• хлебобулочные изделия.

Применение хлористого аммония в пищевой промышленности ограничивается, поскольку иногда он даёт неприятный вкус и запах. Ему предпочитают безвкусные стабилизаторы. Однако в лакричной карамели аммиачный привкус пищевой добавки Е510 ценится.

Применение хлорида аммония в медицине

Хлорид аммония выпускается в виде желатиновых капсул, а также дозированного порошка для приготовления растворов. Препараты на основе этого вещества назначаются при следующих патологических состояниях:

1. Острый бронхит.
2. Пневмония неясного генеза.
3. Обильная трудноотходящая мокрота.
4. Застойная сердечная недостаточность, сопровождающаяся отёками.
5. Болезнь Меньера.
6. Синдром предменструального напряжения.
7. Повышение водородного показателя крови (алкалоз).

Благодаря мягкому мочегонному действию хлористый аммоний может назначаться как индивидуально, так и в составе комплексной терапии для усиления других диуретиков. Важно не превышать предельно допустимую дозировку и обязательно консультироваться о возможности приёма средства с врачом.

Применение хлорида аммония в сельском хозяйстве

Иногда хлористый аммоний может использоваться в качестве прикорневого удобрения сельскохозяйственных культур. Для этого необходим порошок, содержащий не менее 25% азота. Внесение в почву данного вещества улучшает рост и развитие растений, плодоношение, повышает их продуктивность. В качестве подкормки используют водный раствор.

Недостаток удобрения в том, что более 65% в составе занимает хлор. Этот элемент токсичен для многих видов растений. Поэтому хлорид аммония чаще всего используют для подкормки малочувствительных к хлору культур:

При применении данного удобрения нужно стараться вносить его при перекопке грунта осенью, тогда есть вероятность, что большинство хлора вымоется осадками. В связи с этими трудностями в использовании, хлористый аммоний чаще всего заменяют более безопасными для сельскохозяйственных растений азотными удобрениями.

Применение хлорида аммония в других сферах

При перепайке различных устройств хлорид аммония удаляет оксиды с поверхности металлов, что улучшает эффективность спаивания.

За счёт высокой способности к сольволизу водой нашатырь используется как источник электрического тока в гальванических элементах. Также может быть источником обильного дымообразования, что необходимо в пиротехнических составах.

В лабораториях хлористый аммоний используется для исследования состава крови. Соединение приводит к гемолизу эритроцитов, в результате чего их оболочка разрывается, и гемоглобин выходит наружу, становится доступным для изучения.

Хлорид аммоний раньше применялся в фотографии как компонент фиксирующей жидкости.

Где купить и сколько стоит хлорид аммония

Хлористый аммоний продаётся оптом заводами-производителями. Цена варьирует от 25 до 28 рублей за 1 кг. Удобрение на основе этого вещества продаётся в магазинах, ориентированных на товары для сада и огорода. Стоимость пакета, содержащего 500 грамм порошка, около 95-100 рублей. Хлорид аммония продаётся в аптеках, стоимость порошкообразного препарата от 95 до 200 рублей.

Заключение

Хлорид аммония – это неорганическое вещество, насыщенное азотом и хлором, которое издревле применяется в медицинских целях. Оно обладает мочегонным и отхаркивающим действием. Вещество используют как пищевую добавку Е510 для эмульгирования и стабилизации состава ряда продуктов. Хлористым аммонием можно удобрять почву, улучшая азотное питание растений. Он высоко химически активен, образует устойчивые водные растворы, способные проводить электричество, которые применяются также в промышленности, фотографии, пиротехнике.

Учимся паять

Паять металлические изделия люди научились очень давно, как только освоили плавку олова и свинца. Сейчас пайка – обычное дело. Соединять в домашних условиях методом пайки можно большое количество металлов. Так, в домашних условиях можно соединять такие металлы, как серебро, медь, олово, латунь, алюминий. Пайка металлов в домашних условиях позволяет быстро и качественно отремонтировать какой-либо электрический прибор или что-нибудь другое. Пайка должна быть интересна всем настоящим мужчинам.

В основе процесса паяния лежат простейшие химические реакции и ваши знания о сплавах, которые вы получили в школьном курсе химии.

Перед тем как паять, необходимо очистить поверхность жала паяльника от оксидов металлов. Для этих целей используют хлорид аммония NH₄Cl (бытовое название «нашатырь»).

Вы знаете, что твердый хлорид аммония способен при нагревании распадаться на хлороводород HCl и аммиак NH₃:

Хлороводород, соединяясь с парами воды воздуха, образует соляную кислоту, которая может реагировать с оснóвными оксидами, т.е. оксидами металлов жала паяльника . В результате поверхность жала паяльника очищается от оксидов.

В паянии для растворения оксидов олова, свинца и меди пользуются еще одним веществом – канифолью. Канифоль представляет собой аморфное хрупкое вещество, получаемое из смол хвойных деревьев. Она легко растворяется в спирте, ацетоне и других органических соединениях, но не растворима в воде.

Для очистки поверхности соединяемых металлов и улучшения смачивания наносимого металлического соединения используют флюсы, которые снимают остатки оксидных пленок и жировых загрязнений и защищают спаиваемые поверхности от окисления.

Флюс чаще всего готовят, растворяя 30 г хлорида цинка и 10 г хлорида аммония в 60 мл воды. Часто используют «паяльную жидкость» или «паяльную кислоту», которую получают взаимодействием металлического цинка с концентрированной соляной кислотой:

Для этого кислоту наливают в стеклянную или фарфоровую посуду, располагаются вдали от открытого огня (выделяющийся водород огнеопасен!) и добавляют порциями цинк. Начинается реакция химического растворения цинка в кислоте, в результате образуется хлорид цинка ZnCl₂ и выделяется водород H₂. Когда выделение водорода замедляется, сосуд ставят в теплую воду. По окончании реакции жидкость сливают с остатка нерастворившегося цинка и добавляют к ней нашатырь (на каждые 3 г взятого металлического цинка – 2 г хлорида аммония). Можно эту жидкость выпарить досуха и перед пайкой растворять 1 г сухой смеси солей в 2-3 мл воды.

И, конечно же, в паянии используется припой. Этот сплав служит для соединения спаиваемых металлов. Припои изготавливают в форме палочек, полосок, листочков, а иногда в виде порошка. В быту применяют обычно мягкие и легкоплавкие припои.
Мягкий припой «третник» – это сплав 65% олова Sn и 35% свинца Pb, с помощью которого можно паять практически все металлы и сплавы, кроме алюминиевых и самого алюминия. Сплав «третник» плавится при температуре около 181 0 С, а температуры плавления отдельных металлов выше (t_плSn =232 0 C, t_плPb =328 0 C). Чтобы самостоятельно приготовить такой припой, сначала в железной чашке расплавляют свинец, а затем к полученному расплаву добавляют кусочки олова. Когда оно расплавится, сплав тщательно перемешивают и выливают в форму для затвердевания.
Нагретый паяльник погружают в порошок «нашатыря» или канифоли; если при этом появляется легкий дымок, значит, паяльник готов к работе. Нашатырь или канифоль очищают жало паяльника от оксидов металлов. Очищенный паяльник опускают в припой и держат там, пока расплавленный припой не ‘залудит’ жало паяльника, полностью покрыв его блестящей пленкой. Затем захватывают жалом паяльника немного припоя, переносят его на место пайки и разравнивают по поверхности – ведут «залуживание» места спая. Потом таким же образом переносят на спай основную массу припоя, требуемого для прочного соединения или покрытия металла. Когда припой остынет, место спаивания протирают сырой тряпочкой и зачищают наждачной бумагой или напильником.

Для спаивания тонких медных проводов флюс на основе хлорида цинка непригоден – он быстро разрушает тонкую проволоку. В этом случае применяют раствор канифоли в этиловом спирте или сосновую смолу. Если под рукой нет вообще никакого флюса, то при пайке медных или латунных деталей его может заменить раствор 1 таблетки аспирина в 10-20 мл воды.

В обычных условиях алюминий с трудом поддается пайке, так как на его поверхности после очистки мгновенно снова образуется оксидная пленка. Поэтому после зачистки место будущего спая на алюминии или его сплавах немедленно заливают заранее расплавленной канифолью.
Пайку ведут мощным (не менее 100 Вт) паяльником, используя припой, состоящий из 80% олова и 20% цинка или 95% олова и 5% висмута, и флюс из парафина или стеарина. Припой набирают на паяльник и переносят на защищенную канифолью поверхность спая. Залуженный таким образом алюминий сравнительно легко поддается спаиванию: к его луженой поверхности можно припаять, например, медные провода.

При пайке алюминия используется и электрохимический метод. Место спая зачищают и наносят на него 3-4 капли концентрированного раствора сульфата меди CuSO₄ (медного купороса). Затем алюминиевую деталь подключают к отрицательному полюсу батарейки от карманного фонарика, а к положительному полюсу присоединяют кусочек оголенной медной проволоки, которую вводят в каплю раствора сульфата меди так, чтобы конец проволоки не касался поверхности алюминия. В этом методе имеет место электролиз раствора сульфата меди с растворимым анодом:

CuSO₄ ↔ Cu 2+ + SO₄ 2-
Катод (-) Сu 2+ + 2e = Cu 0 ↓
Анод (+) Cu 0 — 2e = Cu 2+

Суммарное уравнение электролиза с растворимым анодом написать нельзя.
Через несколько минут на месте пайки осядет слой меди, к которому можно припаять все, что требуется, обычным способом.

Автор В.Е. Никитин

1. Рудзитис Г.Е. Химия. 11 класс : учеб. для общеобразоват. организаций : базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. — 2-е изд. — М. : Просвещение, 2016. — 223 с. : ил.

Аммиак: получение и свойства

Аммиак

Строение молекулы и физические свойства

В молекуле аммиака NH₃ атом азота соединен тремя одинарными ковалентными полярными связями с атомами водорода:

Геометрическая форма молекулы аммиака — правильная треугольная пирамида. Валентный угол H-N-H составляет 107,3 о :

У атома азота в аммиаке на внешнем энергетическом уровне остается одна неподеленная электронная пара. Эта электронная пара оказывает значительное влиение на свойства аммиака, а также на его структуру. Электронная структура аммиака — тетраэдр , с атомом азота в центре:

Аммиак – бесцветный газ с резким характерным запахом. Ядовит. Весит меньше воздуха. Связь N-H — сильно полярная, поэтому между молекулами аммиака в жидкой фазе возникают водородные связи. При этом аммиак очень хорошо растворим в воде, т.к. молекулы аммиака образуют водородные связи с молекулами воды.

Способы получения аммиака

В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества.

Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды:

Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака.

Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь.

Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов.

Например , гидролиз нитрида кальция:

В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота.

Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непровзаимодействовавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор.

Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь.

Химические свойства аммиака

1. В водном растворе аммиак проявляет основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион аммония. Реакция может протекать и в водном растворе, и в газовой фазе:

Таким образом, среда водного раствора аммиака – щелочная. Однако аммиак – слабое основание . При 20 градусах один объем воды поглощает до 700 объемов аммиака.

Видеоопыт растворения аммиака в воде можно посмотреть здесь.

2. Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония.

Например , аммиак реагирует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака):

Еще один пример : аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония:

Видеоопыт взаимодействия аммиака с концентрированными кислотами – азотной, серной и и соляной можно посмотреть здесь.

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония.

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Видеоопыт взаимодействия аммиака с хлороводородом в газовой фазе (дым без огня) можно посмотреть здесь.

3. В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов , образуя нерастворимые гидроксиды.

Например , водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II):

4. Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплексы.

Например , хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II):

Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака:

5. Аммиак горит на воздухе , образуя азот и воду:

Если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO:

6. За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя , например в реакциях с щелочными, щелочноземельными металлами, магнием и алюминием . С металлами реагирует только жидкий аммиак.

Например , жидкий аммиак реагирует с натрием с образованием амида натрия:

Также возможно образование Na₂NH, Na₃N.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия:

2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

7. За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства. Может взаимодействовать с сильными окислителями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется, как правило, до простого вещества.

Например , аммиак окисляется хлором до молекулярного азота:

Пероксид водорода также окисляет аммиак до азота:

Оксиды металлов , которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота.

Например , оксид меди (II) окисляет аммиак:

2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O