Naturalmente, la formación de la amalgama de amonio no prueba por completo la existencia del amonio en sí en un estado separado; pero muestra la posibilidad de que esta sustancia exista, y su analogía con los metales, porque solo los metales se disuelven en el mercurio. La amalgama de amonio cristaliza en cubos, tres veces más pesados que el agua; solo es estable en frío, y en particular a temperaturas muy bajas. Comienza a desprendimiento a la temperatura ordinaria, desprendiendo amoníaco e hidrógeno en la proporción de dos volúmenes de amoníaco y un volumen de hidrógeno, NH 4 = NH 3 + H. Por la acción del agua, la amalgama de amonio da hidrógeno y agua amoniacal, del mismo modo que la amalgama de sodio da hidrógeno e hidróxido de sodio; y por tanto, de acuerdo con la teoría del amonio, debe considerarse que el agua amoniacal contiene hidróxido de amonio, NH 4 OH, al igual que una solución acuosa de hidróxido de sodio contiene NaOH. El hidróxido de amonio, al igual que el amonio mismo, es una sustancia inestable, que se disocia fácilmente y solo puede existir en estado libre a bajas temperaturas. Las soluciones ordinarias de amoníaco deben considerarse como los productos de la disociación de este hidróxido, puesto que NH 4 OH = NH 3 + H 2 O.
Todos las sales amoniacales se descomponen al rojo vivo en amoníaco y un ácido, los cuales, al enfriarse en contacto mutuo, vuelven a combinarse.
Si el ácido no es volátil, la sal amoniacal, al ser calentada, desprende el amoníaco y deja el ácido no volátil; si el ácido es volátil, entonces, al calentar, tanto el ácido como el amoníaco se volatilizan juntos y, al enfriarse, se recombinan para formar la sal que originariamente sirvió para la producción de sus vapores.18
El amoníaco no solo es capaz de combinarse con los ácidos, sino también con muchas sales, como se vio a partir de su formación de compuestos definidos, AgCl,3NH3 y 2AgCl,3NH3, con el cloruro de plata. Del mismo modo que el amoníaco es absorbido por varias sales oxigenadas de los metales, también es absorbido por los compuestos de cloro, yodo y bromo de muchos metales, y al hacerlo desprende calor. Ciertos de estos compuestos pierden su amoníaco incluso al dejarlos expuestos al aire, pero otros solo lo hacen al rojo vivo; muchos ceden su amoníaco al disolverse, mientras que otros se disuelven sin descomposición y, al evaporarse, se separan de sus soluciones sin alteración. Todos estos hechos solo indican que los compuestos amoniacales, al igual que los acuosos, se disocian con mayor o menor facilidad.19
Ciertos óxidos metálicos también absorben amoníaco y se disuelven en agua amoniacal. Tales son, por ejemplo, los óxidos de cinc, níquel, cobre y muchos otros; la mayoría de estos compuestos son inestables. La propiedad del amoníaco de combinarse con ciertos óxidos explica su acción sobre ciertos metales.20 Debido a dicha acción, los recipientes de cobre no son adecuados para contener líquidos que contengan amoníaco. El hierro no se ve afectado por dichos líquidos.
La semejanza entre la relación del amoníaco y el agua con las sales y otras sustancias se manifiesta más especialmente en aquellos casos en los que la sal es capaz de combinarse tanto con el amoníaco como con el agua.
Tomemos, por ejemplo, el sulfato de cobre, CuSO4. Como vimos en el capítulo I, da con agua cristales azules, CuSO4,5H2O; pero también absorbe amoníaco en la misma proporción molecular, formando una sustancia azul, CuSO4,5NH3, y por lo tanto el amoníaco que se combina con las sales puede denominarse amoníaco de cristalización.