IUPAC名
Azane
别名氮烷
识别
CAS号7664-41-7  
PubChem222
ChemSpider217
SMILES 
  • N
InChI 
  • 1/H3N/h1H3
InChIKeyQGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Beilstein3587154
Gmelin79
3DMetB00004
UN编号1005
EINECS231-635-3
ChEBI16134
RTECSBO0875000
KEGGD02916
MeSHAmmonia
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
熔点−77.73 °C(−107.91 °F;195.42 K)热力学温标
沸点−33.34 °C(−28.01 °F;239.81 K)
溶解性(水)1:700 (0℃,100kPa)
pKb4.75 (与水反应)
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 704130 
闪点不可燃
自燃温度651 °C(1,204 °F;924 K)
爆炸极限15-28%
相关物质
其他阴离子一水合氨 (NH3H2O)
其他阳离子铵 (NH4)
相关氢化物磷化氢、砷化氢、锑化氢、铋化氢
相关化学品肼、叠氮酸、盐酸羟胺、氯胺
附加数据页(英文)
结构和属性折射率、介电系数等
热力学数据相变数据、固、液、气性质
光谱数据UV-Vis、IR、NMR、MS等
若非注明,所有数据均出自一般条件(25 ℃,100 kPa)下。

(英语:Ammonia,或称氨气无水氨,曾音译作????阿摩尼亚,分子式为NH3)是无色气体,有强烈刺激气味(尿味),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。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

主条目:氨水

氨水(NH3[aq] 或者 NH4OH)又称为阿摩尼亚水,指氨的水溶液,有强烈刺鼻气味,具弱碱性。

氨水中,氨气分子发生微弱水解生成氢氧根离子及铵根离子。“氢氧化铵”事实上并不存在,只是对氨水溶液中的离子的描述,并无法从溶液中分离出来。

氨的在水中的电离可以表示为:

NH 3 H 2 O = NH 4 + + OH {\displaystyle {\ce {NH3*H2O = {NH4}^{+}+ OH-}}}

反应平衡常数 K b = 1.8 × 10 5 {\displaystyle K_{b}=1.8\times 10^{-5}}

1M氨水的pH值为11.63,大约有0.42%的NH3变为NH4

氨水是实验室中氨的常用来源。它可与含铜(II)离子的溶液作用生成深蓝色的配合物,也可用于配置银氨溶液等分析化学试剂。

用途

氨水可被土中的土壤胶体吸附和被作物吸收,无残留物质,适用于各种土壤和作物。

氨的合成

1774年,化学家普利斯特里加热氯化铵和氢氧化钠的混合物,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 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,氨也可以在煤的干馏或用铵盐与氢氧化物(如氢氧化钙,即熟石灰) 共热制得,所使用的铵盐普遍为氯化铵。

2 NH 4 Cl + 2 CaO = CaCl 2 + Ca ( OH ) 2 + 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {2NH4Cl + 2CaO = CaCl2 + Ca(OH)2 + 2NH3 ^}}}

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,以氧化铁为催化剂,加热氮气和氢气制得。

N 2 + 3 H 2 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {N2 + 3H2 <=> 2NH3}}}

K e q = [ N H 3 ] 2 [ N 2 ] [ H 2 ] 3 {\displaystyle K_{\mathrm {eq} }=\mathrm {\frac {[NH_{3}]^{2}}{[N_{2}][H_{2}]^{3}}} }

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

合成氨的原料氮气来自于空气(以液态空气的分馏取得),氢气来自于水和燃料。由于化石燃料短缺, 制氨用的氢理论上可以用水的电解 (现今4%的氢由电解制备)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、太阳能发电及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

反应

络合反应

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:

NH 3 + H + = NH 4 + {\displaystyle {\ce {NH3 + H+ = {NH4}^{+}}}}

NH3亦可与金属离子如Ag、Cu等发生错合,生成错合物:

Ag + + 2 NH 3 = [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + {\displaystyle {\ce {Ag+ + 2NH3 = [Ag(NH3)2]+}}}
Cu 2 + + 4 NH 3 = [ Cu ( NH 3 ) 4 ] 2 + {\displaystyle {\ce {{Cu}^{2+}+ 4NH3 = {[Cu(NH3)4]}^{2+}}}}

氧化还原

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 NH 3 + 3 O 2 = 2 N 2 + 6 H 2 O {\displaystyle {\ce {4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O}}} Hºr = –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。

4 NH 3 + 5 O 2 = 4 NO + 6 H 2 O {\displaystyle {\ce {4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O}}}

可还原CuO为Cu:

2 NH 3 + 3 CuO = N 2 + 3 H 2 O + 3 Cu {\displaystyle {\ce {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:

2 NH 3 + 3 Cl 2 = N 2 + 6 HCl {\displaystyle {\ce {2NH3 + 3Cl2 = N2 + 6HCl}}}

液氨

主条目:液氨

液氨(NH3)指的是液态的氨,为工业上氨气的主要储存形式。是一种常用的非水溶剂和致冷剂,也是除了水以外最常用的无机溶剂。不过由于它的挥发性和腐蚀性,液氨在储存和运输时发生事故的几率也相当高。

备注

  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
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