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IUPAC名
Ammonia
别名 阿摩尼亚
识别
CAS号 7664-41-7
PubChem 222
ChemSpider 217
SMILES
InChI
RTECS BO0875000
性质
化学式 NH3
摩尔质量 17.0306 g·mol⁻¹
外观 具有非常刺鼻的氣味的無色氣体
密度 0.6942 [1]
熔点 -77.73 °C (195.42 K)[2]
沸点 -33.34 °C (239.81 K)[2]
溶解性 1:700 (0℃,100Pa)
pKb 4.75 (与水反应)[2]
结构
分子构型 三角锥
偶极矩 1.42 D
危险性
警示术语 R:R23-R34-R50
安全术语 S:S1/2-S9-S16-S26-S36/37/39-S45-S61
主要危害 具腐蝕性
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
 
闪点 可燃
自燃温度 651 °C
相关物质
其他阴离子 氫氧化銨 (NH4OH)
其他阳离子 (NH4+)
相关氢化物 磷化氢砷化氢锑化氢铋化氢
相关化学品 疊氮酸鹽酸羥胺氯胺
附加数据页(英文)
结构和属性 折射率介电常数
热力学数据 相變数据、固、液、气性质
光谱数据 UV-VisIRNMRMS
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

[3]英语Ammonia,或称氨氣阿摩尼亞無水氨,分子式为NH3)是一种无色气体,有强烈的刺激气味。极易溶于水,常温常压下1体积水可溶解700倍体积氨。[2] 氨對地球上的生物相當重要,它是所有食物和肥料的重要成分。氨也是很多藥物和商業清潔用品直接或间接的組成部分。氨有很廣泛的用途,同时它還具有腐蝕性等危險性质。

由於氨有廣泛的用途,它成為世界上產量最多的無機化合物之一,多於八成被用於製作化肥。2006年,氨的全球產量估計為1.465億公噸,主要用於製造商業清潔產品。

氨可以提供孤電子對,所以它也是一種路易斯鹼

氨水[编辑]

氨在英文中有时会被稱作anhydrous ammonia(譯為無水氨),以和在英文中与它名称类似的氨水区别。中文中很少有人会把氨氣和氨水混为一谈。

氢氧化或稱氨水是氨的水溶液,氨的水溶液為鹼性

NH3 + H2ONH3·H2ONH+
4
+ OH

其性質和氨氣完全不一樣。實驗室的稀氨水一的濃度一般為1M至2M。氨的飽和水溶液(大約18M)的密度是0.880g cm−3,故可稱之為.880 Ammonia

氨的合成[编辑]

1774年,化學家普利斯特里加熱氯化銨氫氧化鈉的混合物,利用排汞取氣法取得氨。

第一次世界大戰以前,大部分的氨都是以乾餾[4] 含氮的蔬菜及動物的糞便(如駱駝糞),並以氫作為還原劑以把亞硝酸及亞硝酸鹽還原而製成。除此以外,氨也可以在的乾餾或用銨鹽与氫氧化物(如氫氧化鈣,即熟石灰)[5] 共热製得,所使用的銨鹽普遍為氯化銨

2 NH4Cl + 2 CaO → CaCl2 + Ca(OH)2 + 2 NH3

現今的工廠大多使用哈伯法: 在200大氣壓力和500℃的条件下,以氧化鐵催化劑,加熱氮氣氫氣制得。

N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g)

K_\mathrm{eq} = \mathrm{\frac{[NH_3]^2}{[N_2][H_2]^3}}

這個反應是可逆的。在25℃時平衡常數為6.4 x 102,在500℃時為1.5 x 10−5

合成氨的原料氣來自於空氣(以液態空氣的分餾取得),氫氣來自於燃料。由於化石燃料短缺, 製氨用的理論上可以用水的電解 (現今4%的由電解製備)或熱化裂解(thermal chemical cracking)製得,但現在來說,這些方法都是不實際的。熱裂解所需的熱能可以從核能反應中取得,而風力發電太陽能發電水力發電產的的過剩電能可以用來電解水製氫。現在為止,以空氣及燃料製氨的方法以外的替代方案是不經濟的,而且這些方法對環保的作用仍未有定论。

用途[编辑]

  • 由於氨擁有强烈的刺激性氣味,在医疗方面,會用少量易於揮發的氨作為使人清醒的吸入劑。
  • 生產硝酸
  • 玻璃清潔劑
  • 有八成的生產氮肥
  • 航空燃料X-15
  • 氨是最广泛用的制冷剂之一,可用于空调、冷藏和低温,能用于各种形式的制冷压缩机,蒸发温度可控制在5度至零下65度

反应[编辑]

络合反应[编辑]

NH3分子中氮原子有一对孤对电子,可以作为电子对给予体(路易斯碱)形成加合物。如氨在氢离子络合生成铵离子:

NH3 + H+ → NH4+

NH3亦可与金属离子如Ag+、Cu2+等发生络合,生成络合物

Ag+ + 2NH3 → [Ag(NH3)2]+
Cu2+ + 4NH3 → [Cu(NH3)4]2+

氧化还原[编辑]

NH3分子中氮为-3价,在适当条件下可被氧化为N2或更高价氮化合物。

如NH3在纯氧中燃烧,生成N2

4 NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (g)(ΔHºr = –1267.20 kJ/mol)

在铂催化下可氧化生成水与一氧化氮,是工业制硝酸的重要反应。

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

可还原CuO为Cu:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

常温下NH3可与强氧化剂(如氯气过氧化氢高锰酸钾)直接反应:

2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

取代反应[编辑]

NH3中的氢原子可以依次被取代,生成氨的衍生物如Ag2NH、Li3N:

金属可与液氨反应,生成钠离子和氨合电子,在(III)离子催化下可生成氨基钠

2NH3 + 2Na ——Fe3+—→ 2NaNH2 + H2==+燃燒==

備注[编辑]

  1. ^ NIST Chemistry WebBook (website page of the National Institute of Standards and Technology) URL last accessed May 15 2007
  2. ^ 2.0 2.1 2.2 2.3 (中文)氨;氨气;ammonia. 化工引擎. [2008-05-06]. 
  3. ^ (拼音:ān)拼音:ān,注音:ㄢ,音同「安」
  4. ^ Nobel Prize in Chemistry (1918) - Haber process. URL last accessed April 24 2006
  5. ^ BBC.co.uk URL last accessed April 24 2006

參見[编辑]