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IUPAC名
Ammonia
別名 阿摩尼亞
識別
CAS號 7664-41-7
PubChem 222
ChemSpider 217
SMILES
InChI
RTECS BO0875000
性質
化學式 NH3
摩爾質量 17.0306 g·mol⁻¹
外觀 具有非常刺鼻的氣味的無色氣體
密度 0.6942 [1]
熔點 -77.73 °C (195.42 K)[2]
沸點 -33.34 °C (239.81 K)[2]
溶解性 1:700 (0℃,100Pa)
pKb 4.75 (與水反應)[2]
結構
分子構型 三角錐
偶極矩 1.42 D
危險性
警示術語 R:R23-R34-R50
安全術語 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
 
閃點 可燃
自燃溫度 651 °C
相關物質
其他陰離子 氫氧化銨 (NH4OH)
其他陽離子 (NH4+)
相關氫化物 磷化氫砷化氫銻化氫鉍化氫
相關化學品 疊氮酸鹽酸羥胺氯胺
附加數據頁(英文)
結構和屬性 折射率介電常數
熱力學數據 相變數據、固、液、氣性質
光譜數據 UV-VisIRNMRMS
若非註明,所有數據均出自一般條件(25 ℃,100 kPa)下。

[3]英語Ammonia,或稱氨氣阿摩尼亞無水氨,分子式為NH3)是一種無色氣體,有強烈的刺激氣味。極易溶於水,常溫常壓下1體積水可溶解700倍體積氨。[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間接的組成部分。氨有很廣泛的用途,同時它還具有腐蝕性等危險性質。

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[編輯]

氨在英文中有時會被稱作anhydrous ammonia(譯為無水氨),以和在英文中與它名稱類似的氨水區別。中文中很少有人會把氨氣和氨水混為一談。

氫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[編輯]

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與氫氧化物(如氫氧化鈣,即熟石灰)[5] 共熱製得,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℃的條件下,以氧化鐵催化劑,加熱氮氣氫氣製得。

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論。

用途[編輯]

  • 由於氨擁有強烈的刺激性氣味,在醫療方面,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
  • 氨是最廣泛用的製冷劑之一,可用於空調、冷藏和低溫,能用於各種形式的製冷壓縮機,蒸發溫度可控制在5度至零下65度

反應[編輯]

絡合反應[編輯]

NH3分子中氮原子有一對孤對電子,可以作為電子對給予體(路易斯鹼)形成加合物。如氨在氫離子絡合生成銨離子:

NH3 + H+ → NH4+

NH3亦可與金屬離子如Ag+、Cu2+等發生絡合,生成絡合物

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

氧化還原[編輯]

NH3分子中氮為-3價,在適當條件下可被氧化為N2或更高價氮化合物。

如NH3在純氧中燃燒,生成N2

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

在鉑催化下可氧化生成水與一氧化氮,是工業制硝酸的重要反應。

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

可還原CuO為Cu:

2NH3 + 3CuO → N2 + 3H2O + 3Cu

常溫下NH3可與強氧化劑(如氯氣過氧化氫高錳酸鉀)直接反應:

2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl

取代反應[編輯]

NH3中的氫原子可以依次被取代,生成氨的衍生物如Ag2NH、Li3N:

金屬可與液氨反應,生成鈉離子和氨合電子,在(III)離子催化下可生成氨基鈉

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

備注[編輯]

  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;氨氣;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[編輯]