Amoniac | Khái niệm hoá học

1. Trạng thái tự nhiên và tính chất vật lí

a. Trạng thái tự nhiên

Ở trong thiên nhiên, khí amoniac được sinh ra trong quá trình thối rửa của các protit trong xác sinh vật và quá trình phân hủy ure có trong chất bài tiế của sinh vật dưới tác dụng của một số vi khuẩn.

Khí amoniac là sản phẩm phụ trong quá trình sản xuất than cốc.

b. Tính chất vật lí

Amoniac là một chất khí không màu, mùi khai và xốc, nhẹ hơn không khí nên có thể thu khí NH₃ bằng cách đẩy không khí (úp ngược bình). Nó có nhiệt độ nóng chảy là -77,75^oC và nhiệt độ sôi là -33,35^oC. Là phân tử có cực, amoniac tan rất dễ trong nước, 1 lít nước ở 0^oC hòa tan 1200l khí NH₃, ở 20^oC 700l NH₃. Hiện tượng tan nhiều của phân tử NH₃ trong nước được giải thích bằng sự tạo thành liên kết hidro giữa phân tử NH₃ và phân tử H₂O. Dung dịch amoniac trong nước có tỉ khối bé hơn nước. Dung dịch amoniac đậm đặc bán trên thị trường có nồng độ 25% (về khối lượng) và tỉ khối là 0,91g/ml.

Do có cực tính lớn những phân tử amoniac có khả năng kết hợp với nhau nhờ liên kết hidro cho nên nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi và nhiệt hóa hơi của nó (22,82 kJ/mol) quá cao so với những hợp chất tương tự

Amoniac lỏng có hằng số điện môi tương đối lớn nên là một dung môi ion hoạt động đối với nhiều chất. Cũng như nước, amoniac lỏng tự phân li theo quá trình

2NH₃$\rightleftharpoons$ NH₄⁺ + NH₂^–

hằng số điện li rất bé, tích số ion của amoniac lỏng ở -50^oC là 2.10^-33. Tương tự với nước, những chất nào khi tan trong amoniac lỏng mà làm tăng nồng độ NH₄⁺ là axit và làm tăng nồng độ NH2- là base. Ví dụ trong amoniac lỏng NH₄Cl, NH₄NO₃, là axit mạnh và KNH₂, Ba(NH₂)₂ là base. Phản ứng trung hòa giữa axit và base trong amoniac lỏng là 

KNH₂ + NH₄Cl$\to$ KCl + 2NH₃

Những chất như Zn(NH₂)₂, Al(NH₂)₃ vừa tan trong axit vừa tan trong base sẽ là chất lưỡng tính

Lợi dụng độ tan khác nhau của các muối ở trong amoniac và trong nước, đôi khi người ta có thể làm đảo ngược những phản ứng troa đổi ion thường thấy. Ví dụ cân bằng của phản ứng:

2AgNO₃ + BaBr₂ $\rightleftharpoons$2AgBr + Ba(NO₃)₂ 

ở trong nước chuyển dịch thực tế hoàn toàn sang bên phải (vì AgBr rất ít tan trong nước) và ở trong amoniac lỏng, sang bên trái (Vì BaBr2 rất ít tan trong amoniac lỏng)

Amoniac lỏng có khả năng hòa tan các kim loại kiềm và kiềm thổ tạo nên dung dịch có màu lam thẫm 

2.  Cấu tạo phân tử

Do có ba 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, đáy là một tam giác mà đỉnh là ba nguyên tử hidro. Ba liên kết N-H đều là liên kết có cực, các cặp electron chung đều lệch về phía nguyên tử nit ơ. Do đó, NH₃ là phân tử có cực: ở N có dư điện tích âm, ở các nguyên tử H có dư điện tích dương.

3. Tính chất hóa học

a. Tính base yếu

– Tác dụng với nước

Khi tan trong nước, một phần nhỏ các phân tử amoniac kết hợp với ion H⁺ của nước, tạo thành ion amoni (NH₄⁺) và ion hidroxi (OH^–) 

NH₃ + H₂O $\rightleftharpoons$NH₄⁺ + OH^–

Ion OH^– làm cho dung dịch có tính base, tuy nhiên so với dung dịch kiềm mạnh thí dụ NaOH cùng nồng độ, thì nồng độ ion OH^– do NH₃ tạo thành nhỏ hơn nhiều. Trong dung dịch, amoniac là một base yếu. Dung dịch amoniac làm cho phenolphtalein từ không màu chuyển sang màu hồng, quỳ tím chuyển sang màu xanh. Lợi dụng tính chất này, người ta dùng giấy quỳ tím ẩm để nhận ra khí amoniac.

– Tác dụng với axit

Amoniac (dạng khí cũng như dạng dung dịch) kết hợp dễ dàng với axit tạo thành muối amoni

2NH₃ + H₂SO₄ $\to$(NH₄)₂SO₄

NH₃ + H⁺ $\to$NH₄⁺

Khi đặt hai bình mở nút đựng dung dịch HCl đặc và NH3 đặc gần nhau thì thấy có khói màu trắng tạo thành, khói là những hạt nhỏ li ti của tinh thể NH4Cl, muối này được tạo thành do khí amoniac và khí hidro clorua hóa hợp với nhau

NH₃ + HCl $\to$NH₄Cl

Phản ứng này dùng để nhận ra khí amoniac.

– Tác dụng với dung dịch muối

Dung dịch amoniac có khả năng làm kết tủa nhiều hidroxit kim loại khi tác dụng với dung dịch muối của chúng

Thí dụ, Al³⁺ + 3NH₃ + H₂O$\to$ Al(OH)₃ + 3NH₄⁺ 

b. Khả năng tạo phức

Dung dịch amoniac có khả năng hòa tan hidroxit hay muối ít tan của một số kim loại tạo thành phức

Thí dụ Cu(OH)₂ + 4NH₃ $\to$[Cu(NH₃)₄](OH)₂ (xanh thẫm)

Sự tạo thành các ion phức [Cu(NH₃)₄]²⁺; [Ag(NH₃)₂]⁺…. xảy ra do các phân tử amoniac kết hợp với các ion Cu²⁺, Ag⁺… bằng các liên kết cho nhận giữa cặp electron chưa sử dụng của nguyên tử nit ơ với obitan trống của kim loại

c. Tính khử

– Tác dụng với oxi

Khi đốt trong khí oxi, amoniac cháy với ngọn lửa màu vàng, tạo ra khí nit ơ và nước

4NH₃ + 3O_{2 $\to$}2N₂ + 6H₂O

Nếu có mặt chất xúc tác Platin – Rodi, ở nhiệt độ 800-900^oC thì tạo ra khí NO và nước

4NH₃ + 5O₂ $\to$4NO + 6H₂O

– Tác dụng với Clo

Dẫn khí NH₃ vào bình đựng khí Clo, NH₃ tự bốc cháy tạo ra ngọn lửa có khói trắng

2NH₃ + 3Cl₂ $\to$N₂ + 6HCl

– Tác dụng với oxit kim loại

Khi đun nóng, NH₃ có thể khử một số oxit kim loại thành kim loại, chẳng hạn NH₃ khử CuO từ màu đen tạo thành Cu màu đỏ và khí N₂

2NH₃ + CuO $\stackrel{{\mathrm{t}}^{\mathrm{o}}}{\to }$3Cu + N₂ + 3H₂O

4. Ứng dụng

Khí Amoniac được sử dụng nhiều trong công nghiệp và đời sống hàng ngày. Cụ thể như:

–          Khí NH₃ được sử dụng chủ yếu là điều chế phân đạm, điều chế axit nitric, là chất sinh hàn, sản xuất hidrazin N₂H₄ dùng làm nhiên liệu cho tên lửa.

–          Sử dụng trong ngành công nghiệp dầu khí: Sử dụng Amoniac trong trung hòa axit và thành phần của dầu thô và bảo về các thiết bị khỏi bị ăn mòn.

–          Khí công nghiệp Amoniac được sử dụng trong ngành công nghiệp khai thác mở để khai thác các kim loại như đồng, niken và molypden từ quặng.

–          Bên cạnh đó dung dịch nước của NH₃ có nồng độ 25% hoặc thấp hơn thường được dùng trong phòng thí nghiệm và đời sống hàng ngày.

–          Dung dịch Amoniac được sử dụng trong nông nghiệp như tạo môi trường chống đông ( nồng độ NH₃ 0,03% và axit boric 0,2-0,5%) để bảo quản mủ cao su hoặc được sử dụng trực tiếp làm phân bón phục vụ cho ngành nông nghiệp.

–          Amoniac được sử dụng trong một số lĩnh vực đời sống, xử lý nước thải, kiểm soát độ pH, dùng làm chất tẩy rửa trong hộ gia đình.

5. Điều chế

a. Trong phòng thí nghiệm

Khí amoniac được điều chế bằng cách cho muối amoniac tác dụng với chất kiềm khi đun nóng nhẹ

NH₄Cl + NaOH $\stackrel{{\mathrm{t}}^{\mathrm{o}}\mathrm{C}}{\to }$NH₃ + H₂O + NaCl

Muốn điều chế nhanh một lượng nhỏ khí amoniac, người ta thường đun nóng dung dịch amoniac đậm đặc. Để làm khô khí, cho khí NH₃ vừa thu được có lẫn hơi nước đi qua bình đựng CaO (vôi sống).

b. Trong công nghiệp

Amoniac được tổng hợp từ khi nit ơ và khí hidro theo phản ứng

N_{2 (k)} + 3H_{2 (k)} $\stackrel{\mathrm{Xt}, {\mathrm{t}}^{\mathrm{o}}}{\rightleftharpoons }$ 2NH_{3 (k)}

Đây là phản ứng thuận nghịch, tỏa nhiệt. Để tăng hiệu suất của phản ứng người ta thực hiện phản ứng ở 450-500^oC, áp suất khoảng 200-300atm và dùng chất xúc tác sắt kim loại được trộn thêm Al₂O₃, K₂O… Ở điều kiện như trên, hiệu suất chuyển hóa thành NH₃ cũng chỉ đạt 20-25%.