Amoníaco, NH3, gas incoloro. Hay un fuerte olor acre. Densidad 0,7710g/L. Densidad relativa 0,5971 (aire=1,00). Se licua fácilmente hasta convertirse en un líquido incoloro.
Se puede licuar aplicando presión a temperatura normal (temperatura crítica 132,4°C, presión crítica 11,2 MPa o 112,2 atmósferas). Punto de ebullición -33,5 ℃. También se solidifica fácilmente hasta formar un sólido parecido a la nieve. Punto de fusión -77,75 ℃. Soluble en agua, etanol y éter. Se descompondrá en nitrógeno e hidrógeno a altas temperaturas y tiene un efecto reductor. Puede oxidarse a óxido nítrico en presencia de un catalizador.
Se utiliza para producir nitrógeno líquido, amoniaco, ácido nítrico, sales amónicas y aminas, etc. Puede producirse mediante síntesis directa de nitrógeno e hidrógeno. Puede quemar la piel, los ojos y las membranas mucosas de los órganos respiratorios. Si las personas lo inhalan demasiado, puede provocar inflamación de los pulmones e incluso la muerte.
Propiedades del amoniaco
Fórmula química NH3
1 Propiedades físicas
Masa molecular relativa 17.031
Amoníaco gas La densidad en condiciones estándar es 0,7081g/L
El amoniaco es muy soluble en agua, con una solubilidad de 1:700
2. Amoníaco
Amoníaco
(1) Reacción con agua
Cuando el amoníaco se disuelve en agua, las moléculas de amoníaco se combinan con las moléculas de agua a través de enlaces de hidrógeno para formar monohidrato de amoníaco ( NH3?H2O), el monohidrato de amoníaco puede ionizarse parcialmente en iones de amonio e iones de hidróxido, por lo que el agua con amoníaco es débilmente alcalina y puede hacer que la solución de fenolftaleína se vuelva roja. La reacción del amoníaco en el agua se puede expresar como: el monohidrato de amoníaco es inestable y se descompone con el calor para generar amoníaco y agua. Hay tres moléculas y tres iones en el agua con amoníaco.
Moléculas: NH3, NH3?H2O, H2O;
Iones: NH4, OH-, H;
Tres aplicaciones del amoniaco en experimentos de química de secundaria
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① Utilice una varilla de vidrio sumergida en amoníaco concentrado para probar la presencia de HCl y otros gases ② Utilícela en el laboratorio para reaccionar con una solución de sal de aluminio para producir hidróxido de aluminio; Solución de plata y amoníaco para probar la presencia de grupos aldehído en moléculas orgánicas.
(2) Reaccionar con ácido
2NH3 H2SO4===(NH4)2SO4
3NH3 H3PO4===(NH4)3PO4
NH3 CO2 H2O===NH4HCO3
(La esencia de la reacción es que el par solitario de electrones del átomo de nitrógeno en la molécula de amoníaco se combina con los iones de hidrógeno con orbitales vacíos en la solución a través de enlaces de coordinación para formar un cristal iónico. Si se reacciona en solución acuosa, la ecuación iónica es:
8NH3 3Cl2===N2 6NH4Cl (el color amarillo verdoso se desvanece y se produce humo blanco). Se puede utilizar para comprobar si hay fugas en la tubería de cloro.
Reacción: 2NH3 3Cl2===N2 6HCl
NH3 HCl===NH4Cl
Total. Fórmula de reacción: 8NH3 3Cl2===N2 6NH4Cl
(3) Reaccionar con oxígeno
El amoníaco reacciona con el oxígeno del aire bajo la condición de calentamiento del catalizador para generar óxido nítrico y agua.
4NH3 5O2=4NO 6H2O
Esta reacción es el primer paso en la producción industrial de ácido nítrico.