Amoni clorua

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Buớc tưới chuyển hướng Bước tới tìm kiếm
Amoni clorua
NH4Cl.png
Mô hình đơn vị của amoni clorua
Ammonium chloride.jpg
Bột amoni clorua
Danh pháp IUPAC Ammonium chloride
Tên khác Sal ammoniac, Salmiac, Nushadir salt, Sal armagnac, Salt armoniack
Nhận dạng
Số CAS 12125-02-9
PubChem 25517
Số EINECS 235-186-4
KEGG D01139
ChEBI 31206
Số RTECS BP4550000
Ảnh Jmol-3D ảnh
SMILES
InChI
Thuộc tính
Bề ngoài chất rắn màu trắng, hút ẩm
Mùi không mùi
Khối lượng riêng 1.5274 g/cm3[1]
Điểm nóng chảy 338 °C (611 K; 640 °F) phân hủy, sublimes
Điểm sôi 520 °C (793 K; 968 °F)
Điều kiện thăng hoa Sublimes at 337.6 °C[2]
ΔsublHo = 176.1 kJ/mol[3]
Độ hòa tan trong nước 244 g/L (−15 °C)
294 g/L (0 °C)
383.0 g/L (25 °C)
454.4 g/L (40 °C)
740.8 g/L (100 °C)[4]
Tích số tan, Ksp 30.9 (395 g/L)[5]
Độ hòa tan Soluble in liquid amoniac, hydrazine, alcohol, methanol, glycerol
Slightly hòa tan trong acetone
Insoluble in diethyl ether, ethyl axetat[2]
Độ hòa tan trong methanol 3.2 g/100 g (17 °C)
3.35 g/100 g (19 °C)
3.54 g/100 g (25 °C)[2]
Độ hòa tan trong ethanol 6 g/L (19 °C)[1]
Độ hòa tan trong glycerol 97 g/kg[2]
Độ hòa tan trong sulfur dioxide 0.09 g/kg (0 °C)
0.031 g/kg (25 °C)[2]
Độ hòa tan trong acetic acid 0.67 g/kg (16.6 °C)[2]
Áp suất hơi 133.3 Pa (160.4 °C)[6]
6.5 kPa (250 °C)
33.5 kPa (300 °C)[1]
Độ axit (pKa) 9.24
MagSus -36.7·10−6 cm3/mol
Chiết suất (nD) 1.642 (20 °C)[2]
Nhiệt hóa học
Entanpi
hình thành
ΔfHo298
−314.43 kJ/mol[1]
Entropy mol tiêu chuẩn So298 94.56 J/mol·K[1]
Nhiệt dung 84.1 J/mol·K[1]
Dược lý học
Các nguy hiểm
NFPA 704

NFPA 704.svg

0
2
0
 
Điểm bắt lửa Không bắt lửa
PEL none[7]
LD50 1650 mg/kg (rats, oral)
Các hợp chất liên quan
Anion khác Amoni florua
Amoni bromua
Amoni iodua
Cation khác Natri clorua
Kali clorua
Hydroxylammonium clorua
Trừ khi có ghi chú khác, dữ liệu được cung cấp cho các vật liệu trong trạng thái tiêu chuẩn của chúng (ở 25 °C [77 °F], 100 kPa).
Có  kiểm chứng (cái gì Có KhôngN ?)

Amoni clorua là một hợp chất vô cơ với công thức hóa học NH4Cl. Đây là một muối tinh thể màu trắng tan mạnh trong nước. Dung dịch amoni clorua có tính axit nhẹ. Sal ammoniac là tên của dạng khoáng vật tự nhiên amoni clorua. Khoáng chất này thường được hình thành trên các địa điểm than đá bị cháy khi ngưng tụ các khí có nguồn gốc từ than. Nó cũng được tìm thấy xung quanh một số mỏm núi lửa phun. Amoni clorua chủ yếu được sử dụng làm phân bón và hương liệu trong một số loại cam thảo. Chất này là sản phẩm của phản ứng giữa axit clohydricamoniac.

Sản xuất[sửa | sửa mã nguồn]

Mô tả quá trình tổng hợp amoni clorua. Dung dịch amoniac và dung dịch axit clohiđric được thêm vào hai chai rửa khí. Sử dụng bơm cao su, không khí (hoạt động như chất mang khí) được bơm vào các ống rửa gas gây ra dòng amoniac và hydro clorua trong không khí va chạm và phản ứng tạo ra sản phẩm amoni clorua rắn.

Chất này là sản phẩm của công nghệ Solvay dùng để điều chế natri cacbonat:

CO2 + 2 NH3 + 2 NaCl + H2O → 2 NH4Cl + Na2CO3

Ngoài việc là phương pháp chính để sản xuất amoni clorua, phương pháp này được sử dụng để giảm thiểu việc giải phóng amoniac trong một số hoạt động công nghiệp.

Amoni clorua được sản xuất đại trà bằng cách kết hợp amoniac (NH3) với hydro clorua (khí) hoặc axit clohydric (dung dịch):

NH3 + HCl → NH4Cl

Amoni clorua có trong tự nhiên tại các vùng có núi lửa, hình thành trên các tảng đá núi lửa gần các lỗ thông khí thải (fumaroles). Các tinh thể muối này ngưng tụ trực tiếp từ trạng thái khí và có khuynh hướng tồn tại rất ngắn, vì chúng hòa tan dễ dàng trong nước.[8]

Phản ứng[sửa | sửa mã nguồn]

Amoni clorua có vẻ sẽ thăng hoa khi đun nóng nhưng thực tế bị phân hủy thành amoniac và khí hydrogen clorua.

NH4Cl → NH3 + HCl

Amoni clorua phản ứng với một bazơ mạnh, như natri hydroxit, tạo thành khí amoniac:

NH4Cl + NaOH → NH3 + NaCl + H2O

Tương tự, amoni clorua cũng phản ứng với cacbonat kim loại kiềm ở nhiệt độ cao, tạo ra amoniac và clorua kim loại kiềm:

2 NH4Cl + Na2CO3 → 2 NaCl + CO2 + H2O + 2 NH3

Dung dịch amoni clorua 5% trong nước có độ pH trong khoảng từ 4.6 tới 6.0.

Một số phản ứng của amoni clorua với các hóa chất khác có sinh nhiệt, như phản ứng của nó với bari hydroxit và quá trình hòa tan trong nước.

Ứng dụng[sửa | sửa mã nguồn]

Tinh thể amoni clorua

Ứng dụng chính của amoni clorua là nguồn cung cấp nitơ trong phân bón (tương ứng với 90% sản lượng amoni clorua thế giới) như amoni clorophotphat. Các loại cây trồng dùng phân bón này chủ yếu là lúachâu Á.[9]

Amoni clorua đã được sử dụng trong pháo hoa vào thế kỷ 18 nhưng đã được thay thế bằng các chất an toàn hơn và ít hút ẩm hơn. Mục đích của nó là để cung cấp nguồn clo để tăng cường màu xanh lá cây và màu xanh da trời từ ion đồng trong ngọn lửa.

Amoni clorua đã được sử dụng một thời để tạo ra khói trắng, nhưng phản ứng phân hủy kép tức thời của nó với kali clorat tạo ra hợp chất amoni clorat với tính ổn định không cao đã làm cho việc sử dụng chất này rất hạn chế.[10][11][12]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ a ă â b c d Pradyot, Patnaik (2003). Handbook of Inorganic Chemicals. The McGraw-Hill Companies, Inc. ISBN 0-07-049439-8. 
  2. ^ a ă â b c d đ http://chemister.ru/Database/properties-en.php?dbid=1&id=371
  3. ^ Wiberg, Egon; Wiberg, Nils (2001). Inorganic Chemistry . Academic Press. tr. 614. ISBN 0-12-352651-5. 
  4. ^ Seidell, Atherton; Linke, William F. (1919). Solubilities of Inorganic and Organic Compounds (ấn bản 2). D. Van Nostrand Company. 
    Results here are multiplied by water's density at temperature of solution for unit conversion.
  5. ^ “Solubility Products of Selected Compounds”. Salt Lake Metals. Truy cập ngày 11 tháng 6 năm 2014. 
  6. ^ Bản dữ liệu Amoni clorua của Sigma-Aldrich, truy cập lúc {{{Datum}}} (PDF).
  7. ^ “NIOSH Pocket Guide to Chemical Hazards #0029”. National Institute for Occupational Safety and Health (NIOSH). 
  8. ^ Rowley, Steven P. (2011). General Chemistry I Laboratory Manual . Kendall Hunt. ISBN 978-0-7575-8942-3. 
  9. ^ Karl-Heinz Zapp "Ammonium Compounds" in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry 2012, Wiley-VCH, Weinheim. doi:10.1002/14356007.a02_243
  10. ^ John A. Conkling; Christopher J. Mocella (2010). Chemistry of Pyrotechnics (ấn bản 2). CRC Press. ISBN 978-1574447408. 
  11. ^ Tenney L Davis (2012). Chemistry of Powder and Explosives. Angriff Press. ISBN 978-0945001171. 
  12. ^ K. L. Kosanke; B. J. Kosanke; Barry T. Sturman; Robert M. Winokur (2012). Encyclopedic Dictionary of Pyrotechnics (and Related Subjects). Journal of Pyrotechnics. ISBN 978-1889526195.