Гидролиз нитрата аммония (nh4no3), уравнения и примеры

Нитрат аммония (аммонийная (аммиачная) селитра) — химическое соединение NH4NO3, соль азотной кислоты. Впервые получена Глаубером в 1659 году. Используется в качестве компонента взрывчатых веществ и как азотное удобрение.

Физические свойства

Кристаллическое вещество белого цвета. Температура плавления 169,6 °C, при нагреве выше этой температуры начинается постепенное разложение вещества, а при температуре 210 °C происходит полное разложение. Температура кипения при пониженном давлении — 235 °C. Молекулярная масса 80,04 а. е.м. Скорость детонации 2570 м/с.

Растворимость

Растворимость в воде:

Температура, °CРастворимость, г/100мл

	119
10	150
25	212
50	346
80	599
100	1024

При растворении происходит сильное поглощение тепла (аналогично нитрату калия), что значительно замедляет растворение. Поэтому для приготовления насыщенных растворов нитрата аммония применяется нагревание, при этом твёрдое вещество засыпается небольшими порциями.

Также соль растворима в аммиаке, пиридине, метаноле, этаноле.

Состав

Содержание элементов в нитрате аммония в массовых процентах:

• O — 60 %,
• N — 35 %,
• H — 5 %.

Методы получения

Основной метод

В промышленном производстве используется безводный аммиак и концентрированная азотная кислота:

NH3 + HNO3 →   NH4NO3↓

Реакция протекает бурно с выделением большого количества тепла. Проведение такого процесса в кустарных условиях крайне опасно (хотя в условиях большого разбавления водой нитрат аммония может быть легко получен).

Цвет гранул варьируется от белого до бесцветного. Нитрат аммония для применения в химии обычно обезвоживается, так как он очень гигроскопичен и процентное количество воды в нём получить практически невозможно.

Метод Габера

По способу Габера из азота и водорода синтезируется аммиак, часть которого окисляется до азотной кислоты и реагирует с аммиаком, в результате чего образуется нитрат аммония:

3H2 + N2 ⟶   2NH3  при давлении, высокой температуре и катализатореNH3 + 2O2 ⟶   HNO3 + H2OHNO3 + NH3 ⟶   NH4NO3

Нитрофосфатный метод

Этот способ также известен как способ Одда, названный так в честь норвежского города, в котором был разработан этот процесс. Он применяется непосредственно для получения азотных и азотно-фосфорных удобрений из широко доступного природного сырья. При этом протекают следующие процессы:

1. Природный фосфат кальция (апатит) растворяют в азотной кислоте:
   •  Ca3(PO4)2 + 6HNO3 ⟶  2H3PO4 + 3Ca(NO3)2
2. Полученную смесь охлаждают до 0 °C, при этом нитрат кальция кристаллизуется в виде тетрагидрата — Ca(NO3)2·4H2O, и его отделяют от фосфорной кислоты.
3. На полученный нитрат кальция, не очищенный от фосфорной кислоты, действуют аммиаком, получая в итоге нитрат аммония:
   •  Ca(NO3)2 + 4H3PO4 + 8NH3 ⟶   CaHPO4↓   + 2NH4NO3 + 3(NH4)2HPO4

А также амфотерный метод.

Термическое разложение нитрата аммония может происходить по-разному, в зависимости от температуры:

1. Температура ниже 200 °C:
2. Температура выше 350 °C, или детонация:
   •  2NH4NO3 ⟶   2N2 + O2 + 4H2O

Кристаллические состояния нитрата аммония

Изменения кристаллического состояния нитрата аммония под воздействием температуры и давления меняют его физические свойства. Обычно различают следующие состояния:

Кристаллические состояния нитрата аммонияСистемаДиапазон температур (°C)СостояниеИзменение объёма (%)

—	> 169.6	жидкость
I	169.6 — 125.2	кубическая	−2.13
II	125.5 — 84.2	тетрагональная	−1.33
III	84.2 — 32.3	α-ромбическая(моноклинная)	+0.8
IV	32.3 — −16.8	β-ромбическая(бипирамидальная)	−3.3
V	−50 — −16.8	тетрагональная	+1.65
VI	существует при высоких давлениях
VII	170
VIII	существует при высоких давлениях
IX	существует при высоких давлениях

Фазовый переход от IV к III при 32,3 °C приносит неприятности производителям удобрений, потому как изменения плотности приводят к разрушению частиц при хранении и применении. Это особенно важно в тропических странах, где нитрат аммония испытывает циклические изменения, приводящие к разрушению гранул, слёживанию, повышенному пылению и риску возникновения взрыва.

Бо́льшая часть нитрата аммония используется либо непосредственно как хорошее азотное удобрение, либо как полупродукт для получения прочих удобрений.

Для предотвращения создания взрывчатых веществ на основе нитрата аммония в удобрения, доступные в широкой продаже, добавляют компоненты, снижающие взрывоопасность и детонационные свойства чистого нитрата аммония, такие как мел (карбонат кальция).

В Австралии, Китае, Афганистане, Ирландии и некоторых других странах свободная продажа нитрата аммония даже в виде удобрений запрещена или ограничена. После террористического акта в Оклахома-Сити ограничения на продажу и хранение нитрата аммония были введены в некоторых штатах США.

Взрывчатые вещества

Наиболее широко в промышленности и горном деле применяются смеси аммиачной селитры с различными видами углеводородных горючих материалов, других взрывчатых веществ, а также многокомпонентные смеси:

• составы типа аммиачная селитра/дизельное топливо (АСДТ)
• жидкая смесь аммиачная селитра/гидразин (Астролит)
• водонаполненные промышленные взрывчатые вещества (Акванал, Акванит и др.)
• смеси с другими взрывчатыми веществами (Аммонит, Детонит и др.)
• смесь с алюминиевой пудрой (аммонал)

Аммиачная селитра отличается большой гигроскопичностью, поэтому в качестве взрывчатого вещества не используется, так как в сыром виде взрывчатые свойства утрачиваются.

В 2013 г. сотрудники Sandia National Laboratories объявили о разработке безопасного и эффективного состава на основе смеси нитрата аммония с сульфатом железа, который не может быть использован для создания на его основе взрывчатых веществ.

При разложении состава ион SO42− связывается с ионом аммония, а ион железа — с нитрат-ионом, что предотвращает взрыв. Введение в состав удобрения сульфата железа может улучшить и технологические характеристики удобрения, особенно на закисленных почвах.

Авторы отказались от защиты формулы удобрения патентом с тем, чтобы этот состав мог получить быстрое распространение в регионах с высокой террористической опасностью.

Дополнительная информация

Мировое производство аммиачной селитры на 1980 год составляло 14 млн т, в пересчёте на азот.

Источник: https://chem.ru/nitrat-ammonija.html

Нитрат аммония: свойства, получение, применение :

Введение

В магазине, разыскивая удобрения для своих цветов и читая их составы, вы наткнулись на незнакомое название — нитрат аммония, который входит в азотную добавку для растений. Большинству людей становится любопытно, ведь они ни разу в жизни не встречали такое вещество. И многие после этого стремятся узнать о нем побольше. Сегодня я удовлетворю ваш интерес.

Определение

Нитрат аммония (формула NH4NO3) является аммонийной солью азотной кислоты. Другие его названия — аммонийная или аммиачная селитра.

Свойства

Имеет вид белого кристаллического вещества. При температуре выше 170 оС нитрат аммония постепенно разлагается. Если же tо условий достигнет отметки 210 оС, то это приведет к полному разложению данного вещества.

Нитрат аммония очень хорошо растворяется водой, при повышении температуры последней показатель растворимости увеличивается.

Но, так как реакция эндотермическая (проходит с поглощением тепла), то его водные растворы нужно готовить в условиях с высокой температурой.

Также обсуждаемое сейчас соединение растворимо аммиаком, пиридином, этанолом и метиловым спиртом. Будет уместным заметить, что в группе кислых солей веществом, составляющим исключение, является именно нитрат аммония. Гидролиз позволяет это обнаружить, ведь при реакции образуются гидроксид аммония и азотная кислота. При разных температурах разложение данного вещества проходит по-разному, да и продукты каждой из реакций существенно отличаются друг от друга. Например, если температура условий при протекании реакции не достигает отметки 270 оС, то аммиачная селитра распадается на воду и газообразный оксид азота. Если же температура переваливает за пределы 270 оС, то данный нитрат детонирует, и продуктами реакции станут азот, кислород и вода. С ним взаимодействуют растворы щелочей, одним из продуктов данных процессов является аммиак. Тогда говорят, что способом его получения была качественная реакция на нитрат аммония.

• Получение
• Из-за широкого использования в промышленности люди найчились добывать аммиачную селитру разными способами:

• Взаимодействие безводного аммиака с концентрированной серной кислотой. Реакция экзотермическая, т. е. во время ее протекания выделяется очень много тепла. Поэтому проводить ее в кустарных условиях нежелательно, если не хотите травмироваться. Впрочем, если оба реагента разбавить водой, то аммонийная селитра достаточно легко получается. Тогда образуется расплав, где ее концентрация составляет 83%. Лишнюю воду можно легко выпарить, после этого процентное содержание нитрата аммония составит 95-99,5%. Такой большой промежуток обусловлен разными сортами получившейся аммиачной селитры.

• Способ Габера. Обсуждаемое вещество может быть получено и по методу Габера. Ход реакций можно кратко описать по такой схеме:

водород+азот —> аммиак+кислород —> азотная кислота+аммиак —> нитрат аммония.

• Способ Одда. Благодаря этому методу аммиачную селитру получают из природного сырья. Чаще всего для этого используют минерал апатит (фосфат кальция). Второй реагент — разбавленная азотная кислота.

Применение

Без использования аммиачной селитры (из-за ее взрывчатых свойств) не обходится горное дело. Также с ее участием проходит изготовление азотных удобрений, в которые, чтобы избежать детонации нитрата аммония, добавляют мел или другие вещества, помогающие его нейтрализовать.

Заключение

Аммонийная селитра может быть как другом, так и врагом для человека, все зависит от цели ее использования. С ней нужно крайне аккуратно обращаться, особенно в условиях с высокой температуры.

Источник: https://www.syl.ru/article/113179/nitrat-ammoniya-svoystva-poluchenie-primenenie

Соли аммония. Нитраты — урок. Химия, 8–9 класс

Соли аммония

Соли аммония — сложные вещества, образованные катионом аммония NH4+ и кислотным остатком.

NH4Cl — хлорид аммония, (NH4)2SO4 — сульфат аммония, NH4NO3 — нитрат аммония. 

Соли аммония по свойствам похожи на соли натрия или калия. Они имеют ионное строение и представляют собой твёрдые белые вещества, хорошо растворяющиеся в воде.

• Нитрат аммония
• Образуются соли аммония при взаимодействии аммиака с кислотами:
• NH3+HCl=NH4Cl,
• 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4.
• Солям аммония характерны как общие для всех солей свойства, так и особые.
• К общим свойствам солей можно отнести способность вступать в реакции обмена с кислотами и другими солями, если образуется газ или осадок:

(NH4)2CO3+2HCl=2NH4Cl+H2O+CO2↑,

1. (NH4)2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NH4Cl.
2. Особые свойства солей обусловлены неустойчивостью иона аммония и его способностью разлагаться с образованием аммиака:
3. 1. Соли аммония разлагаются при нагревании:
4. NH4Cl=NH3↑+HCl↑.
5. 2. Соли аммония при нагревании реагируют со щелочами с выделением аммиака:
6. NH4Cl+NaOH=NH3↑+H2O+NaCl.

Применяются соли аммония в качестве удобрений. Карбонат аммония используется кондитерами как разрыхлитель теста. Хлорид аммония находит применение при паянии для очистки поверхности металла.

Нитраты — соли азотной кислоты.

NaNO3 — нитрат натрия, Cu(NO3)2 — нитрат меди((II)), NH4NO3 — нитрат аммония. Нитраты щелочных металлов, кальция и аммония называют ещё селитрами: Ca(NO3)2 — кальциевая селитра, NH4NO3 — аммиачная селитра.

Все соли азотной кислоты хорошо растворяются в воде. При нагревании они разлагаются с выделением кислорода, поэтому взрывоопасны.

2KNO3=2KNO2+O2↑.

Используются нитраты в качестве удобрений, а также для изготовления взрывчатых смесей. Нитрат серебра используется в медицине в качестве прижигающего средства.

Источник: https://www.yaklass.ru/p/himija/89-klass/khimiia-nemetallov-157456/azot-i-ego-soedineniia-161796/re-7be54576-c87d-4017-8977-ef4ce79b605c

Уравнения реакций гидролиза солей азотной и азотистой кислот

Задача 901.

 Какова реакция среды в растворах NaNO3, NH4NO3, NaNO2, NH4NO2? Какие из перечисленных солей взаимодействуют в подкисленном серной кислотой растворе: а) с йодидом калия; б) с перманганатом калия? Написать уравнения протекающих реакций.Решение:I Гидролиз солей.а) NaNO3 – соль сильного основания и сильной кислоты в водных растворах не гидролизуется поэтому реакция среды нейтральная, рН = 7.

• б) NH4NO3 – соль сильной кислоты и слабого основания, гидролизуется по катиону, так как ион NH4+ с ионом ОН– с образованием слабого электролита:
• NH4NO3 ↔ NH4+ + OH–;
• NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+.
• Образовавшийся избыток ионов Н+ придаёт раствору кислую среду, рН < 7.
• в) NaNO2 – соль сильного основания и слабой кислоты, гидролизуется по аниону, так как ионы  NO2– связываются с ионами Н+ воды с образованием слабого электролита HNO2:
• NO2– + Н2О  ↔  НNO2 + ОН–
• Образовавшийся избыток ОН– — ионов придаёт раствору щелочную среду, рН > 7.
• г) NH4NO2 – соль слабого основания и слабой кислоты, поэтому гидролизуется как по катиону, так и по аниону, потому что ионы NH4+ связываются с  ионами ОН– с образованием слабого электролита NH4OH, а ионы NO2– связываются с ионами Н+ с образованием слабого электролита НNO2:
• NH4NO2 ↔ NH4+ +  NO2–;
• NH4+ + H2O ↔ NH4OH + H+;

NO2– + Н2О ? НNO2 + ОН–.

Образовавшиеся в избытке ионы Н+ и ОН– связываются с друг с другом с образованием Н2О, что придаёт раствору нейтральную среду, рН = 7. Но фактически гидролиз данной соли протекает не равномерно, наблюдается избыток ионов Н+, рН < 7.

Объясняется это тем, что константа диссоциации NH4OH гораздо меньше, чем константа диссоциации  НNO2 [KD(NH4OH) = 1,8 . 10-5; КD(НNO2) = 4 . 10-4]. Поэтому гидролиз соли будет с незначительным преимуществом протекать по катиону, т. е.

в растворе будет наблюдаться некоторый избыток ионов Н+, что и будет придавать ему слабо-кислую среду, рН   7.

II Реакции NaNO3, NH4NO3, NaNO2, NH4NO2 с йодидом калия и перманганатом калия.

В NaNO3 азот находится в своей высшей степени окисления +5, поэтому NaNO3 как окислитель  не будет вступать в реакции окисления-восстановления с окислителем KMNO4, а будет вступать в реакцию с восстановителем KI.

В NH4NO3 содержится два атома азота, один находится в своей самой низкой степени окисления -3 (в ионе NH4+), а другой в своей высшей степени окисления +5 (NO3–).

Как восстановитель ион NH4+ в присутствии ионов NO3– и NO2–  не проявляет свои свойства восстановителя, поэтому NH4NO3 как и NaNO3 не будет вступать в реакции окисления-восстановления с KMNO4, но в реакцию с KI будет вступать в роли окислителя:

2NaNO3 + 2КI + 2H2SO4 = I2 + 2NO2↑ + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O

2NH4NO3 + 2КI + 2H2SO4 = I2 + 2NO2↑ + (NH4)2SO4 + K2SO4 + 2H2O

В NaNO2 и NH4NO2 атом азота в ионе NO2– находится в своей промежуточной степени окисления +3. Поэтому эти соли будут проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Под действием КI они восстанавливаются, а под действием KMnO4 окисляются:

а) 2NaNO2 + 2КI + 2H2SO4 = I2 + 2NO↑ + Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O;

    2NH4NO2 + 2КI + 2H2SO4 = I2 + 2NO?+ (NH4)2SO4 + K2SO4 + 2H2O.

б) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5NaNO3 + 3H2O;

    5NH4NO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5NH4NO3 + 3H2O.

Химические свойства азотной кислоты

Задача 902. Написать уравнения взаимодействия азотной кислоты с цинком, ртутью, магнием, медью, серой, углем, йодом.

От чего зависит состав продуктов восстановления азотной кислоты?Решение:Азотная кислота действует почти на все металлы (за исключением золота, платины, тантала, родия, иридия), превращая их в нитраты, а некоторые в оксиды.

Концентрированная азотная кислота пассивирует некоторые металлы, например, железо, свинец, хром, алюминий.

Состав продуктов восстановления металлов зависит от природы восстановителя (металла) и от условий реакции, прежде всего концентрации кислоты. Чем выше концентрация азотной кислоты, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной азотной кислотой чаще всего выделяется NO2.

Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами — цинком, магнием, алюминием – с образованием иона аммония NH4+, дающего с кислотой нитрат аммония NH4NO3. При действии азотной кислоты на металлы водород не выделяется. 

1. При окислении неметаллов концентрированная азотная кислота, как и в случае с металлами, восстанавливается до NO2. 
2. Более разбавленная азотная кислота обычно восстанавливается до NO. 
3. Уравнения реакций азотной кислоты с металлами и неметаллами:
4. а) 4Zn + 10HNO3(конц.) ↔ 4Zn(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O;
5.     5Zn + 12HNO3(разб.) ↔ 5Zn(NO3)2 + N2↑ + 6H2O;

    4Zn + 10HNO3(очень разб.) ↔ 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

б) Hg + 4HNO3(конц.) ↔ Hg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O;

    3Hg + 8HNO3(разб.) ↔ 3Hg(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O;

    4Hg + 10HNO3(очень разб.) ↔ 4Hg(NO3)2 + N2O + 5H2O.

в) 4Mg + 10HNO3(конц.) ↔ 4Mg(NO3)2 + N2O↑+ 5H2O;

    5Mg + 12HNO3(разб.) ↔ 5Mg(NO3)2 + N2↑ + 6H2O;

    4Mg + 10HNO3(очень разб.) ↔ 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

г) Cu + 4HNO3(конц.) ↔  Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O;

    3Cu + 8HNO3(разб.) ↔ 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;

    4Cu + 10HNO3(очень разб.) ↔ 4Cu(NO3)2 + N2O + 5H2O.

д) S + 6HNO3(конц.) ↔ H2SO4 + 6NO2↑ + 2H2O;

    S + 2HNO3(разб.) ↔ H2SO4 + 2NO↑. 

e) C + 4HNO3(конц.) ↔ CO2↑+ 4NO2↑ + 2H2O;

    3C + 4HNO3(разб.) ↔ 3CO2↑ + 4NO↑ + 2H2O.

ж) I2 + 2HNO3(конц.) ↔ 2HIO + 2NO2↑;

     3I2 + 2HNO3(разб.)  + 2H2O  ↔ 6HIO + 2NO↑.

Реакция диспропорционирования азотистой кислоты

Задача 903. Написать уравнение реакции диспропорционирования НNO2.Решение:Формула азотистой кислоты имеет вид: HNO2. Азот в азотистой кислоте находится в своей промежуточной степени окисления +3, т. е. из возможных значений для азота.

Поэтому HNO2 проявляет окислительно-восстановительную двойственность, для неё характерно внутримолекулярное самоокисление-самовосстановление. В определённых условиях азотистая кислота претерпевает процесс, в ходе которого одна часть азота окисляется, а другая – восстанавливается. Этот процесс называется самоокислением-самовосстановлением.

Самоокислением-самовосстановлением называют также диспропорционированием. Так, в ходе термической диссоциации HNO2 образуются два оксида азота NO и  NO2, в которых атомы азота проявляют соответственно степень окисления +2 и +4, т. е.

часть атомов азота окисляется, степень окисления атома возрастает от +3 до +4), а другая часть — восстанавливается, степень окисления атома уменьшается от +3 до +2:

Источник: http://buzani.ru/zadachi/khimiya-glinka/1293-gidroliz-solej-azotnoj-i-azotistoj-kislot-zadachi-901-903

Раствор аммиака – формула гидролиза, равновесие — Помощник для школьников Спринт-Олимпиады

Нашатырный спирт – это раствор аммиака или гидроксид аммония. Вещество используется для медицинских и бытовых нужд. О химических свойствах аммиака, о его реакции с другими веществами – говорим ниже.

Содержание

• Общее описание
• Получение
• Свойства
• Что мы узнали?

Общее описание

Формула раствор аммиака – NH4OH. Нашатырный спирт – гидрат или гидроксид аммиака. Поэтому более точная запись – NH3·H2O. Нашатырный спирт также называется аммиачной водой или едким аммиаком. Это бесцветная прозрачная жидкость с резким запахом.

Рис. 1. Раствор аммиака.

Аммиак отлично растворяется в воде. В одном объёме воды при комнатной температуре можно растворить 1200 объёмов аммиака. Концентрированный раствор обычно содержит 25 % NH3.

Раствор, используемый в медицине, содержит 10 % NH3.

При увеличении объёма воды и уменьшении количества аммиака плотность раствора увеличивается. Поэтому плотность 30 % раствора – 0,897 г/см3, плотность 5 % раствора – 0,978 г/см3.

При нагревании концентрированного раствора растворимость NH3 уменьшается, т.к. аммиак переходит в газообразное состояние.

Получение

Гидрат аммония можно получить двумя основными способами:

Реакция образования нашатырного спирта обратима, гидроксид аммония находится в равновесии с аммиаком. Именно поэтому нашатырный спирт имеет резкий аммиачный запах.

Свойства

Раствор обладает слабыми щелочными свойствами. При этом гидроксид аммония может проявлять свойства растворимого и нерастворимого основания.

Свойства, показывающие, что аммиачная вода – щёлочь (растворимое основание):

• меняет окраску индикатора – метилоранж становится жёлтого цвета, лакмус – синего, фенолфталеин – малинового;
• реагирует с кислотами, образуя средние и кислые соли – 2NH3·H2O + H2SO3 → (NH4)2SO3 (средняя соль) + 2H2O или 2NH3·H2O + H2SO3 → NH4HSO3 (кислая соль);
• реагирует с кислотными оксидами с образованием нормальной соли – SO3 + 2NH3·H2O → (NH4)2SO4 + 2H2O;
• реагирует с солями – 3NH3·H2O + AlCl3 → Al(OH)3 + 3NH4Cl.

Рис. 2. Реакция на индикатор.

Сходство с нерастворимыми основаниями:

• легко разлагается – NH3·H2O → NH3 + H2O;
• реагирует с кислотами;
• не реагирует с амфотерными металлами, их оксидами и гидроксидами.

Рис. 3. Амфотерные металлы.

Гидроксид аммония, реагируя с перманганатом калия, проявляет восстановительные свойства:

2NH4OH + 2KMnO4 → 2MnO2↓ + N2↑ + 2KOH + 4H2O.

Нашатырный спирт используется в медицине, в изготовлении удобрений, красителей, соды. В пищевой промышленности используется в качестве добавки E527. В быту аммиачную воду применяют для очистки стёкол, мебели, текстиля.

Что мы узнали?

Раствор аммиака, нашатырный спирт, аммиачная вода – это гидроксид или гидрат аммония (NH3·H2O), образующийся за счёт хорошей растворимости аммиака в воде.

Помимо непосредственного взаимодействия аммиака с водой нашатырный спирт можно получить реакцией нитрата аммония с водой.

Раствор проявляет свойства растворимых и нерастворимых оснований, реагируя с кислотами, солями, кислотными оксидами и не реагируя с амфотерными металлами и их соединениями.

ПредыдущаяСледующая

Источник: https://Sprint-Olympic.ru/uroki/himija/17541-rastvor-ammiaka-formyla-gidroliza-ravnovesie.html