Amoniac

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Bước tới: menu, tìm kiếm
Amoniac
Cấu trúc phân tử
Cấu trúc phân tử
Tổng quan
Danh pháp IUPAC Ammonia
Azane
Tên khác
Công thức phân tử NH3
Phân tử gam 17,0304 g/mol
Biểu hiện Chất khí không màu
mùi khai
Số CAS [7664-41-7]
Thuộc tính
Tỷ trọngpha 0,6813 g/l, khí
Độ hòa tan trong nước 89,9 g/100 ml ở 0 °C
Điểm nóng chảy -77,73 °C (195,42 K)
Điểm sôi -33,34 °C (239,81 K)
pKa ≈34
pKb 4,75
Độ nhớt
Nguy hiểm
MSDS MSDS ngoài
Các nguy hiểm chính Chất ăn mòn và chất độc
NFPA 704 Nfpa h3.pngNfpa f1.pngNfpa r0.png
Điểm bắt lửa 11°C
Rủi ro/An toàn R10, R23, R34, R50
S1/2, S16, S36/37/39,

S45, S61

Số RTECS BO0875000
Trang dữ liệu bổ sung
Cấu trúc & thuộc tính
Dữ liệu nhiệt động lực
Dữ liệu quang phổ
Các hợp chất liên quan
Các hợp chất tương tự
Các hợp chất liên quan Hiđrazin
Axít hydrazoic
Hydroxylamin
Cloramin
Ngoại trừ có thông báo khác, các dữ liệu
được lấy ở 25°C, 100 kPa
Thông tin về sự phủ nhận và tham chiếu

Amoniac là một hợp chất vô cơ có công thức phân tử NH3. Trong tự nhiên, amoniac sinh ra trong quá trình bài tiết và thối rữa xác sinh vật.

Cấu tạo phân tử[sửa | sửa mã nguồn]

Do có 3 electron độc thân, nên nguyên tử nitơ trong phân tử amoniac tạo thành ba liên kết cộng hóa trị với ba nguyên tử hidro.

Phân tử NH3 có cấu tạo hình chóp, với nguyên tử nitơ ở đỉnh và ba nguyên tử hidro ở đáy tạo thành một tam giác. Ba liên kết N - H đều là liên kết cộng hóa trị có phân cực: Ở N có dư điện tích âm, ở các nguyên tử H có dư điện tích dương.

Tính chất vật lý[sửa | sửa mã nguồn]

  • điều kiện tiêu chuẩn, nó là một chất khí độc, có mùi khai, tan nhiều trong nước (ở điều kiện thường 1 lít nước hòa tan được 800 lít amoniac) do hình thành liên kết hiđro với phân tử nước.
  • NH3 có độ phân cực lớn do phân tử NH3 có cặp electron tự do và liên kết N–H bị phân cực. Do đó NH3 là chất dễ hoá lỏng.
  • NH3 là dung môi hoà tan tốt: NH3 hoà tan các dung môi hữu cơ dễ hơn nước do có hằng số điện môi nhỏ hơn nước. Kim loại kiềm và các kim loại Ca, Sr, Ba có thể hòa tan trong NH3 lỏng tạo dung dịch xanh thẫm.

Tính chất hóa học[sửa | sửa mã nguồn]

  • Trong amoniac, nitơ có số oxi hóa thấp nhất nên amoniac có tính khử. Ví dụ như trong phản ứng hóa học:
2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (500°C)
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (xúc tác Pt, 800°C)
2NH3 + 3CuO → N2 + 3Cu + 3H2O (đun nóng)
  • Thêm nữa, amoniac tương đối kém bền bởi nhiệt. Nó có thể bị phân hủy tại nhiệt độ cao (600°C) theo phản ứng hóa học:
2NH3 N2 + 3H2
  • Tác dụng với ion kim loại chuyển tiếp tạo ion phức: 2NH3 + Ag+ → [Ag(NH3)2]+
  • Nguyên tử hiđrô trong amoniac có thể bị thế bởi nguyên tử kim loại loại kiềm hoặc nhôm:

2NH3 + 2Na →  2NaNH2 + H2 (350°C)

2NH3 + 2Al → 2AlN + 3H2 (800-900°C)

  • Tác dụng với dung dịch muối: 3NH3 + AlCl3 +3H2O ---> Al(OH)3 + 3NH4Cl

Tính bazơ yếu[sửa | sửa mã nguồn]

Tan trong nước[sửa | sửa mã nguồn]

Theo học thuyết Brønsted-Lowry, NH3 khi tan trong nước, một phần nhỏ các phân tử amoniac kết hợp với ion H+ của nước tạo thành cation amoni NH4+ và giải phóng anion OH-, lúc này nước sẽ đóng vai trò là axit.

NH3 + H2O → NH4+ + OH-

Ion OH- làm cho dung dịch có tính bazơ, tuy nhiên so với dung dịch kiềm mạnh (thí dụ xút, potat, nước vôi trong ...) cùng nồng độ thì nồng độ anion OH- do amoniac tạo thành nhỏ hơn nhiều. Do có tính bazơ nên dung dịch amoniac làm cho quỳ tím hóa xanh còn dung dịch phenolphtalein từ không màu chuyển thành hồng. Do đó để phát hiện amoniac, người ta dùng quỳ tím ẩm để nhận ra khí này.

Dễ phân hủy[sửa | sửa mã nguồn]

NH4OH dễ bị phân hủy trong dung dịch giải phóng khí amoniac theo phương trình ion rút gọn sau:

NH4+ + OH- → NH3 + H2O

Tác dụng với axit[sửa | sửa mã nguồn]

H.1 Sự tạo thành "khói" amoni clorua

Amoniac (ở dạng khí cũng như dung dich) dễ dàng trung hòa axit tạo thành muối amoni.

Thí dụ: 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 hay NH3 + H+ → NH4+

Khi đặt hai bình mở nút đựng dung dịch HCl đặc và dung dịch NH3 ở gần nhau thì thấy có "khói" màu trắng tạo nên (hình 1). Do HCl và NH3 là những hợp chất dễ bay hơi nên chúng đã hóa hợp với nhau tạo thành tinh thể muối amoni clorua, chính tinh thể này đã tạo nên hiện tượng "khói".

NH3 (k) + HCl (k) → NH4Cl (r)

Phản ứng này được dùng để nhận biết khí amoniac.

Tác dụng với dung dịch muối[sửa | sửa mã nguồn]

H.2 Sục khí amoniac vào dung dịch đồng (II) sunfat tạo kết tủa xanh lam và dung dịch amoni clorua.

Dung dịch amoniac có khả năng tạo kết tủa nhiều hidroxit kim loại khi tác dụng

Thí dụ trong hình 2, dung dịch amoniac đã phản ứng với dung dịch đồng (II) sunfat tạo kết tủa xanh lam:

NH3 + H2O + CuSO4 → (NH4)2SO4 + Cu(OH)2

Khả năng tạo phức[sửa | sửa mã nguồn]

Điều chế[sửa | sửa mã nguồn]

  1. Trong phòng thí nghiệm: 2NH4Cl + Ca(OH)2 → NH3 + CaCl2 + H2O
  2. Trong công nghiệp:
  • Phần lớn NH3 (90%) được sản xuất theo phương thức Haber-Bosch với từ không khí, từ khí Mêtan () và nước.
CH4 + H2O CO + 3H2 (xúc tác Ni, nhiệt độ cao)

N2 + 3H2 2NH3 (ΔH = –92 kJ/mol)

Phản ứng trên thuận nghịch và tỏa nhiệt, do đó phải có các điều kiện phù hợp để chuyển dịch cân bằng về bên phải theo nguyên lý Le Chatelier. Thực tế, phản ứng này thường được thực hiện ở 450-500°C, 200-300 atm, xúc tác là hỗn hợp Fe, Al2O3, K2O... nhưng hiệu suất chỉ từ 20-25%.
  • Phương thức CaCN2 của Rothe-Frank-Caro:
CaCN2 + 3H2O → CaCO3 + 2NH3
  • Phương thức Persek từ nitrua nhôm AlN và nước:
2AlN + 3H2O → Al2O3 + 2NH3
  • Từ NO và H2:
2NO + 5H2 → 2NH3 + 2H2O

Ứng dụng[sửa | sửa mã nguồn]

Ứng dụng chủ yếu của amoniac là điều chế phân đạm, điều chế axit nitric, là chất sinh hàn, sản xuất hiđrazin N2H4 dùng làm nhiên liệu cho tên lửa. Ngoài ra, dung dịch amoniac còn được dùng làm chất tẩy rửa gia dụng.

Nguy hiểm[sửa | sửa mã nguồn]

Nếu hít nhiều amoniac sẽ bị bỏng đường hô hấp (rát cổ họng).

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. Hóa học vô cơ, tập hai, Hoàng Nhâm, Nhà xuất bản giáo dục Việt Nam.
  2. Sách giáo khoa Hóa học 11 nâng cao, Nhà xuất bản giáo dục Việt Nam.

Liên kết ngoài[sửa | sửa mã nguồn]