Bildung von Salzen und Salzlösungen

Wie andere Kationen kann auch das Ammonium-Kation mit Anionen Salze bilden. Solche Ammoniumsalze können z. B Salze mit Anionen von starken anorganischen Säuren sein, wie z. B Ammoniumchlorid (NH₄Cl, auch genannt Salmiak) oder das vielfach industriell verwendete Ammoniumsulfat, oder die gefährlichen Sprengstoffe Ammoniumnitrat (NH₄NO₃) und Ammoniumdichromat. Auch Ammonium-Salze mit Anionen organischer oder schwacher Säuren wie z. B Ammoniumacetat oder Ammoniumcarbonat, sind bekannt und werden vielfach auch in der Lebensmittelchemie eingesetzt.

Ein Ammonium-Ion ist tetraedisch aufgebaut. In wässerigen Lösungen stehen Ammoniumkationen in einem Dissoziationsgleichgewicht mit Ammoniak und Oxonium-Kationen (Hydroxonium-kationen). Damit ist die Lage dieses Gleichgewichts vom pH-Wert abhängig. Die Konzentration des Ammoniaks steigt mit zunehmendem pH- Wert und steigender Temperatur.

${\displaystyle \mathrm {NH_{3}+H_{3}O^{+}\ \rightleftharpoons \ NH_{4}^{+}+H_{2}O} }$

Der pK_s-Wert des Kations Ammonium beträgt 9,25. Damit sind Ammoniumsalze einerseits schwache Säuren, jedoch kommt es hinsichtlich der Auswirkung auf den pH-Wert einer Lösung auch auf die Art des Anions an. Da z. B. im Salz Ammoniumsulfat das Sulfatanion als Anion einer starken Säure nur eine sehr schwache Base ist, erklärt sich für das Salz Ammoniumsulfat und auch für andere Ammoniumsalze mit Anionen von starken Säuren folgender Befund: Ammoniumsalze mit Anionen starker Säuren reagieren in wässriger Lösung als schwache Säuren und bilden leicht saure Lösungen. Wenn jedoch wie z. B. im Salz Ammoniumcarbonat das Carbonatanion als Anion einer schwachen Säure eine mittelstarke Base ist, dann zeigt sich bei der Auflösung dieser Salze kaum eine Änderung des pH-Wertes, da sich die Einflüsse kompensieren.

Redoxreaktionen

Das N-Atom im Ammonium-Kation von Ammoniumsalzen befindet sich im niedrigst möglichen Oxidationszustand, wird aber unter Normalbedingungen von üblichen Oxidationsmitteln nicht angegriffen, wenn sie zugegeben werden. Wenn aber ein Oxidationsmittel wie z. B ein Chromatanion oder ein Nitratanion von vornherein als Anion Bestandteil des Ammoniumsalzes ist, dann ist das Stickstoffatom im Ammoniumnitrat gegen einen oxidativen Angriff dieses Anions sehr empfindlich. Das Ammoniumkation wird in diesen Fällen so leicht vom eigenen Anion zu Stickstoff oxidiert, dass eine Redoxreaktion nach Zündung als heftige, allein fortschreitende Verbrennung abläuft, wie z. B. im Fall des Salzes Ammoniumdichromat die spektakulär ablaufende thermische Zersetzung dieses Ammoniumsalzes nach der Reaktionsgleichung.

${\displaystyle \mathrm {(NH_{4})_{2}Cr_{2}O_{7}\ \longrightarrow \ N_{2}+Cr_{2}O_{3}+4\ H_{2}O} }$

Im Fall des Salzes Ammoniumnitrat, das als Düngemittel in großen Mengen gelagert wird, kann die Reaktion sogar ohne Zündung spontan explosionsartig erfolgen. Typische Beispiele dafür sind beschriebene Ammoniumnitrat-Katastrophen, die durch folgende Reaktionsgleichung beschrieben werden.

${\displaystyle \mathrm {2\ NH_{4}NO_{3}\longrightarrow 4\ H_{2}O+2\ N_{2}+O_{2}} }$

Sonstige Eigenschaften

Ammoniumsalze werden manchmal vereinfachend als Pseudoalkalisalze bezeichnet. Die Aussage ist aber nur auf die mit Alkalimetallsalzen vergleichbaren Eigenschaften hinsichtlich der Größe der Ionen und der Löslichkeit der Salze in Wasser zurückzuführen, was für chemische Eigenschaften nicht von großer Bedeutung ist, wohl aber für physiologische Eigenschaften und Wirkungen. Die Ähnlichkeiten sind zu erklären durch einen bei gleicher Ladung nahezu gleichen Ionenradius der Alkalisalze.

Siehe auch: Grimmscher Hydridverschiebungssatz

Organische Salze

• Mono-, Di- und Tri- alkylierte Ammoniumsalze, wie z. B. Methylammoniumchlorid, Dimethylammoniumchlorid und Trimethylammoniumchlorid, das als Abb. beschrieben ist unter Hydrochloride, weil sich die Position der protonierten Gruppe nicht genau festlegen lässt.

• Nicht cyclische, sog. quartäre Ammoniumverbindungen wie z. B. Tetramethylammoniumchlorid und Triethylamin-Hydrochlorid sind Beispiele für organische Ammonium-Salze, bei denen das Stickstoffatom ebenfalls vier Bindungspartner hat, diese jedoch organische Reste oder teils auch Wasserstoffatome sind, wie in Hydrochloriden, Hydrobromiden oder Hydroiodiden.
• Zu der sehr umfangreichen und variablen Gruppe der salzartigen quartären Ammoniumverbindungen gehören auch cyclische, N-alkylierte Heteroaromatische Verbindungen, wie z. B. Pyridiniumverbindungen

Doppelsalze

Das sog. Mohrsche Salz, Ammoniumeisen(II)-sulfat, ist ein Doppelsalz mit zwei verschiedenen Kationen, aber zwei gleichen Anionen. Neben zwei Ammonium-Kationen hat es ein Eisen(II)-Kation und zur Ladungskompensation zwei Sulfat-Anionen. Das ergibt die Summenformel: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂ Auch ein angebliches Doppelsalz Ammoniumsulfatnitrat mit den zwei verschiedenen Anionen Nitrat und Sulfat und mit Ammonium-Kationen zur Ladungskompensation wird als Düngemittel eingesetzt. Es war jedoch lange unklar, ob es sich um eine echte Verbindung handelt, oder nur um eine äquimolare Mischung der beiden Einzelsalze.