تجزیه در حضور آلاینده‌ها (مانند مواد آلی یا کلریدها): در این حالت، ممکن است بسته به نوع آلاینده ممکن است گازهای سمی مانند نیتروژن دی‌اکسید (​\( NO_{2} \)​) یا کلر (​\( Cl_{2} \)​) تولیدشود .

واکنش‌های اکسایش-کاهش آمونیوم نیترات (Redox Reactions):

 به دلیل داشتن نیترات (​\( NO_{3}^{-} \)​) به عنوان یک اکسیدکننده قوی عمل می‌کند و در واکنش‌های اکسایش-کاهش نقش مهمی دارد:

 با مواد کاهنده مانند سوخت (مثل گازوئیل) وارد واکنش می‌شود:

​\( NH_{4}NO_{3}(s)+C_{n}H_{2n+2} \xrightarrow[\hspace{1.5cm}]{}CO_{2}(g)+N_{2}(g)+H_{2}O(l)+E \)​  

این واکنش به دلیل آزادسازی حجم زیادی گاز و انرژی، در مواد منفجره مانند ANFO (آمونیوم نیترات و سوخت) استفاده می‌شود.

 می‌تواند با فلزات فعال (مانند آلومینیوم یا منیزیم) در شرایط خاص واکنش دهد و گازهای نیتروژنی و اکسیژن تولید کند. این واکنش‌ها معمولاً در محیط‌های صنعتی کنترل‌شده انجام می‌شوند.

​\( 4NH_{4}NO_{3}(s)+10Mg(s) \xrightarrow[\hspace{1.5cm}]{\Delta}10MgO(s)(g)+4N_{2}(g)+8H_{2}O(l)\\ 3NH_{4}NO_{3}(s)+8Al(s) \xrightarrow[\hspace{1.5cm}]{\Delta}4Al_{2}O_{3}(s)(g)+3N_{2}(g)+6H_{2}O(l) \)​

واکنش‌های اسید-باز آمونیوم نیترات (Acid-Base Reactions):

 در آب به یون‌های آمونیوم (​\( NH_{4}^{+} \)​) و نیترات (​\( NO_{3}^{-} \)​) تفکیک می‌شود :

​\( NH_{4}NO_{3}(s)\xrightarrow[\hspace{1.5cm}]{+H_{2}O}NH_{4}^{+}(aq)+NO_{3}^{-}(aq) \)​

 رفتار اسیدی یون آمونیوم: یون (​\( NH_{4}^{+} \)​) به دلیل هیدرولیز در آب، خاصیت اسیدی ضعیفی ایجاد می‌کند ،این ویژگی باعث می‌شود محلول آن کمی اسیدی باشد (pH حدود 5.4).

​\( NH_{4}^{+}(aq)+H_{2}O(l)\xrightarrow[\hspace{1.5cm}]{}NH_{3}(aq)+H_{3}O^{+}(aq) \)​  

واکنش با بازها: در حضور بازهای قوی (مانند سدیم هیدروکسید )،  می‌تواند آمونیاک آزاد کند:

​\( NH_{4}NO_{3}(s)+NaOH(aq)\xrightarrow[\hspace{1.5cm}] {}NaNO_{3}(aq)+NH_{3}(g)+H_{2}O(l) \)​

این واکنش در آزمایشگاه‌ها برای تولید گاز آمونیاک استفاده می‌شود.

واکنش‌های تعادلی در محلول آمونیوم نیترات:

در محلول‌های آبی،  در تعادل‌های شیمیایی شرکت می‌کند:

تعادل یونی: همان‌طور که ذکر شد، تفکیک به یون‌های ​\( NH_{4}^{+} \)​ و ​\( NO_{3}^{-} \)​ در آب رخ می‌دهد و این یون‌ها می‌توانند با سایر ترکیبات در محلول واکنش دهند.

واکنش با نمک‌های دیگر: در حضور نمک‌های خاص (مانند پتاسیم کلرید )، ممکن است واکنش‌های جابجایی رخ دهد که منجر به تشکیل نمک‌های جدید مانند پتاسیم نیترات شود :

​\( NH_{4}NO_{3}(s)+KCl(aq)\xrightarrow[\hspace{1.5cm}] {}KNO_{3}(aq)+NH_{4}Cl(aq) \)​

واکنش‌های خاص در کاربردهای صنعتی آمونیوم نیترات :

در پک‌های سرد فوری: حل شدن نمک در آب یک واکنش گرماگیر است که دمای محیط را کاهش می‌دهد ، این ویژگی در تولید پک‌های سرد برای مصارف پزشکی استفاده می‌شود.

​\( NH_{4}NO_{3}(s)+Q\xrightarrow[\hspace{1cm}]{}NH_{4}^{+}(aq)+NO_{3}^{-}(aq) \)​

واکنش در تولید نیترات‌های دیگر:  می‌تواند به عنوان ماده اولیه برای تولید سایر نیترات‌ها (مانند کلسیم نیترات یا منیزیم نیترات ) در واکنش‌های جابجایی استفاده شود.

واکنش‌های زیست‌محیطی آمونیوم نیترات :

تبدیل در خاک: در کشاورزی، یون نیترات (​\( NO_{3}^{-} \)​) توسط گیاهان جذب می‌شود، اما در شرایط بی‌هوازی، میکروارگانیسم‌ها می‌توانند نیترات را به گازهای نیتروژنی (مانند ​\( N_{2} \)​یا ​\( N_{2}O \)​) تبدیل کنند،​ این فرآیند (دِنیتریفیکاسیون) در چرخه نیتروژن در طبیعت نقش دارد. 

​\( NO_{3}^{-}\xrightarrow[]{}N_{2}\hspace{0.2cm} or\hspace{0.2cm} N_{2}O \)​

نکات ایمنی مرتبط با واکنش‌های آمونیوم نیترات:

بسیاری از واکنش‌های آن (به‌ویژه تجزیه حرارتی یا واکنش با مواد کاهنده) می‌توانند خطرناک باشند و نیاز به کنترل دقیق دارند. حضور ناخالصی‌ها (مانند مواد آلی، اسیدها یا فلزات) می‌تواند واکنش‌های ناخواسته‌ای را تحریک کند که منجر به تولید گازهای سمی یا انفجار شود.

ساختار کریستالی و خواص فیزیکوشیمیایی پیشرفته:

ساختار کریستالی: در دماهای مختلف به صورت چندشکلی (Polymorphism) ظاهر می‌شود و چندین فاز کریستالی دارد که با تغییر دما تغییر می‌کنند:

فاز IV (دمای اتاق، 32تا تا 50 درجه سانتی‌گراد): ساختار ارتورومبیک، پایدار در شرایط عادی.

فاز III (50 تا 84 درجه سانتی‌گراد): ساختار ارتورومبیک متفاوت.

فاز II (84 تا 125 درجه سانتی‌گراد): ساختار تتراگونال.

فاز I (بالاتر از 125 درجه سانتی‌گراد): ساختار مکعبی.

این تغییرات فازی می‌توانند بر چگالی، حلالیت، و رفتار انفجاری ماده تأثیر بگذارند. برای مثال، تغییر از فاز IV به III با تغییر حجم همراه است که ممکن است در ذخیره‌سازی طولانی‌مدت باعث ترک‌خوردن گرانول‌ها شود.

چگالی: چگالی نمک جامد جامد حدود 1.72 گرم بر سانتی‌متر مکعب است، اما در فازهای مختلف کمی تغییر می‌کند.

هیدروسکوپی: این نمک به شدت رطوبت را جذب می‌کند، که می‌تواند باعث کلوخه شدن (Caking) در ذخیره‌سازی شود. به همین دلیل، در صنایع از افزودنی‌های ضدکلوخه (مانند آمونیوم سولفات یا پوشش‌های پلیمری) استفاده می‌شود .

رفتار ترمودینامیکی:

آنتالپی تشکیل: آنتالپی تشکیل استاندارد آن در حدود365.6 –  کیلوژول بر مول است، که نشان‌دهنده پایداری نسبی آن در شرایط استاندارد است.

ظرفیت گرمایی: ظرفیت گرمایی ویژه آن در حدود 1.74 ژول بر گرم-کلوین در دمای اتاق است، که در طراحی سیستم‌های خنک‌کننده (مانند پک‌های سرد) اهمیت دارد.

انرژی آزاد گیبس: انرژی آزاد گیبس برای تجزیه این نمک  به گازهای نیتروژن، اکسیژن و آب منفی است، که نشان می‌دهد این واکنش در دماهای بالا خودبه‌خود رخ می‌دهد و می‌تواند انفجاری باشد.

کاربردهای نوین و تخصصی:

در فناوری فضایی: آمونیوم نیترات به عنوان یک اکسیدکننده در سوخت‌های جامد موشک‌ها (مانند پیشرانه‌های کامپوزیتی) بررسی شده است. اگرچه آمونیوم پرکلرات (​\( NH_{4}ClO_{4} \)​) در این زمینه رایج‌تر است، آمونیوم نیترات به دلیل هزینه کمتر و تولید گازهای کمتر سمی در برخی سیستم‌های آزمایشی استفاده می‌شود.

در سنتز نانومواد: آمونیوم نیترات به عنوان منبع نیتروژن در سنتز نانومواد نیتریدی (مانند بور نیترید یا آلومینیوم نیترید ) در روش‌های احتراقی (Combustion Synthesis) استفاده می‌شود.

کاربرد در حسگرها: برخی تحقیقات از آمونیوم نیترات به عنوان ماده‌ای برای حسگرهای شیمیایی استفاده کرده‌اند، به‌ویژه برای تشخیص گازهای نیتروژنی یا مواد منفجره در محیط‌های امنیتی.

واکنش‌های شیمیایی خاص و کمتر شناخته‌شده:

واکنش با فلزات قلیایی در شرایط خاص: در حضور فلزات قلیایی (مانند سدیم یا پتاسیم) و در دماهای بالا، آمونیوم نیترات می‌تواند به نیترات‌های فلزی تبدیل شود و گاز آمونیاک آزاد کند، این واکنش در محیط‌های کنترل‌شده آزمایشگاهی رخ می‌دهد. 

​\( 2NH_{4}NO_{3}(s)+2Na(s)\xrightarrow[\hspace{1cm}]{200-300^{\circ}C}2NaNO_{3}(aq)+2NH_{3}(g)+H_{2}(g) \)​

کاتالیزور در واکنش‌های شیمیایی: آمونیوم نیترات می‌تواند به عنوان کاتالیزور یا منبع نیتروژن در برخی واکنش‌های آلی (مانند سنتز نیتروآلکان‌ها) عمل کند.

تجزیه کاتالیزوری: در حضور کاتالیزورهایی مانند اکسیدهای فلزی (مانند ​\( CuO \)​یا ​\( Fe_{2}O_{3} \)​)، دمای تجزیه آمونیوم نیترات کاهش می‌یابد، که می‌تواند خطر انفجار را افزایش دهد یا در کاربردهای کنترل‌شده مفید باشد.

جنبه‌های زیست‌فناوری:

نقش در میکروبیولوژی: برخی میکروارگانیسم‌ها از آمونیوم نیترات به عنوان منبع نیتروژن در فرآیندهای متابولیکی استفاده می‌کنند. این ویژگی در بیورمدیاسیون (پاکسازی زیستی) خاک‌های آلوده به مواد آلی کاربرد دارد.

تأثیر بر اکوسیستم‌های آبی: نیترات حاصل از آمونیوم نیترات می‌تواند باعث پدیده اوتریفیکاسیون (Eutrophication) در آب‌ها شود، که منجر به رشد بیش از حد جلبک‌ها و کاهش اکسیژن در آب می‌شود.

روش‌های تولید صنعتی پیشرفته:

فرآیند پرلینگ: در تولید صنعتی، آمونیوم نیترات اغلب به شکل گرانول‌های کروی (Prills) تولید می‌شود. این فرآیند شامل پاشیدن محلول مذاب آمونیوم نیترات در برج‌های خنک‌کننده است که گرانول‌هایی با اندازه و چگالی مناسب برای کود یا مواد منفجره تولید می‌کند.

تولید با خلوص بالا: برای کاربردهای خاص (مانند پزشکی یا تحقیقات)، آمونیوم نیترات با خلوص بالا از طریق کریستالیزاسیون چندمرحله‌ای تولید می‌شود.

تحقیقات در حال انجام:

کاهش خطرات: تحقیقات اخیر بر توسعه فرمولاسیون‌های ایمن‌تر آمونیوم نیترات متمرکز است، مانند افزودن بازدارنده‌های انفجار یا تولید گرانول‌های با پایداری حرارتی بالاتر.

جایگزین‌های سبز: پژوهش‌هایی برای جایگزینی آمونیوم نیترات در کودها با ترکیبات کمتر خطرناک یا زیست‌تجزیه‌پذیر در حال انجام است.

کاربرد در انرژی‌های تجدیدپذیر: برخی مطالعات بررسی می‌کنند که آیا آمونیوم نیترات می‌تواند در سیستم‌های ذخیره‌سازی انرژی حرارتی (مانند انرژی خورشیدی متمرکز) به دلیل خواص گرمایی‌اش استفاده شود.

آمونیوم نیترات اولین بار در قرن هفدهم توسط شیمیدان آلمانی یوهان گلاوبر (Johann Glauber) شناسایی شد، اما کاربردهای صنعتی آن تا قرن بیستم توسعه نیافت.

در جنگ جهانی دوم، آمونیوم نیترات به عنوان جایگزین نیتروگلیسیرین در مواد منفجره نظامی استفاده شد.

آشنایی با آمونیوم نیترات و خواص آن