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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 具有非常刺鼻的气味的无色气体
密度 0.6942 [1]
熔点 −77.73 °C(−107.91 °F;195.42 K)热力学温标[2]
沸点 −33.34 °C(−28.01 °F;239.81 K)[2]
溶解性 1:700 (0℃,100kPa)
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 具腐蚀性
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
 
闪点 可燃
自燃温度 651 °C(1,204 °F;924 K)
相关物质
其他阴离子 一水合氨 (NH3H2O)
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 叠氮酸盐酸羟胺氯胺
附加数据页(英文)
结构和属性 折射率介电系数
热力学数据 相变数据、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,或称氨气阿摩尼亚无水氨,分子式为NH3)是无色气体,有强烈的刺激气味,极易溶于水。常温常压下,1单位体积水可溶解700倍体积的氨。[2]氨对地球上的生物相当重要,是所有食物和肥料的重要成分。氨也是很多药物和商业清洁用品直接或间接的组成部分,具有腐蚀性等危险性质。

由于氨有广泛的用途,成为世界上产量最多的无机化合物之一,约八成用于制作化肥。2006年,氨的全球产量估计为1.465亿公吨,主要用于制造商业清洁产品。

氨可以提供孤电子对,所以也是路易斯碱

氨水[编辑]

氨在英文有时会称作anhydrous ammonia(译为无水氨),以和在英文与其名称类似的氨水区别。中文很少有人会把氨气和氨水混为一谈。

氢氧化或称氨水是氨的水溶液,氨的水溶液为碱性

NH3 + H2ONH3·H2ONH+
4
+ OH

其性质和氨气完全不一样。实验室的稀氨水一的浓度一般为1M至2M。氨的饱和水溶液(大约18M)的密度是0.880g cm−3,故可称之为.880 Ammonia

氨的合成[编辑]

1774年,化学家普利斯特里加热氯化铵氢氧化钠的混合物,利用排汞取气法取得氨。

第一次世界大战以前,大部分的氨都是以干馏[4] 含氮的蔬菜及动物的粪便(如骆驼粪),并以氢作为还原剂以把亚硝酸及亚硝酸盐还原而制成。除此以外,氨也可以在的干馏或用铵盐与氢氧化物(如氢氧化钙,即熟石灰)[5] 共热制得,所使用的铵盐普遍为氯化铵

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

现今的工厂大多使用哈伯法[来源请求]: 在200大气压力和500℃的条件下,以氧化铁催化剂,加热氮气氢气制得。

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

这个反应是可逆的。在25℃时平衡常数为6.4 x 102,在500℃时为1.5 x 10−5

合成氨的原料气来自于空气(以液态空气的分馏取得),氢气来自于燃料。由于化石燃料短缺, 制氨用的理论上可以用水的电解 (现今4%的由电解制备)或热化裂解(thermal chemical cracking)制得,但现在来说,这些方法都是不实际的。热裂解所需的热能可以从核能反应中取得,而风力发电太阳能发电水力发电产的的过剩电能可以用来电解水制氢。现在为止,以空气及燃料制氨的方法以外的替代方案是不经济的,而且这些方法对环保的作用仍未有定论。

用途[编辑]

  • 由于氨拥有强烈的刺激性气味,在医疗方面,会用少量易于挥发的氨作为使人清醒的吸入剂。
  • 生产硝酸
  • 玻璃清洁剂
  • 有八成的生产氮肥
  • 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==+燃烧==

备注[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,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

参见[编辑]