Amonia – Wikipedia Tiếng Việt

Amonia
Cấu trúc phân tử
Tổng quan
Danh pháp IUPAC	AmmoniaAzane
Tên khác	Azane
Công thức phân tử	NH3
Phân tử gam	17,02982 g/mol
Biểu hiện	Chất khí không màumùi khai
Số CAS	[7664-41-7]
Thuộc tính
Tỷ trọng và pha	0,6813 g/l, khí
Độ hòa tan trong nước	89,9 g/100 ml ở 0 ℃
Nhiệt độ nóng chảy	−77,73 °C (−107,91 °F; 195,42 K)
Điểm sôi	−33,34 °C (−28,01 °F; 239,81 K)
pKa	≈ 34
pKb	4,75
Khác
MSDS	MSDS ngoài
Các nguy hiểm chính	Chất ăn mòn và chất độc
NFPA 704
Điểm bắt lửa	11 ℃
Rủi ro/An toàn	R10, R23, R34, R50S1/2, S16, S36/37/39, S45, S61
Số RTECS	BO0875000
Các hợp chất liên quan
Các hợp chất liên quan	HiđrazinAxit hydrazoicHydroxylaminCloramin
Ngoại trừ có thông báo khác, các dữ liệu được lấy ở 25 °C, 100 kPaThông tin về sự phủ nhận và tham chiếu

Amonia (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp ammoniac /amɔnjak/),[1] còn được viết là a-mô-ni-ắc,[1] là một hợp chất của nitơ và hydro có công thức hóa học NH3. Là một hydride nhị phân ổn định và hydride pnictogen đơn giản nhất, amonia là một chất khí không màu, có mùi hăng đặc trưng (mùi khai). Nó là một chất thải nitơ phổ biến, đặc biệt là giữa các sinh vật sống dưới nước, và nó góp phần đáng kể vào nhu cầu dinh dưỡng của các sinh vật trên cạn bằng cách đóng vai trò là tiền chất của thực phẩm và phân bón. Thanh, trực tiếp hoặc gián tiếp, cũng là một chất xây dựng để tổng hợp nhiều sản phẩm dược phẩm và được sử dụng trong nhiều sản phẩm tẩy rửa thương mại. Nó chủ yếu được thu thập bằng cách tổng hợp hạ mức của không khí và nước.

Mặc dù khá phổ biến trong tự nhiên – cả trên cạn và ở các hành tinh bên ngoài Hệ Mặt trời - và được sử dụng rộng rãi, amonia vừa có tính ăn mòn vừa nguy hiểm ở dạng đậm đặc. Nó được phân loại là một chất cực kỳ nguy hiểm ở Hoa Kỳ và phải tuân theo các yêu cầu báo cáo nghiêm ngặt bởi các cơ sở sản xuất, lưu trữ hoặc sử dụng nó với khối lượng đáng kể.[2]

Sản lượng amonia công nghiệp toàn cầu năm 2018 là 175 triệu tấn,[3] không có thay đổi đáng kể so với sản lượng công nghiệp toàn cầu năm 2013 là 175 triệu tấn.[4] Amonia công nghiệp được bán dưới dạng rượu amonia (thường là 28% amonia trong nước) hoặc amonia lỏng khan có áp suất hoặc làm lạnh được vận chuyển trong xe bồn hoặc ống trụ.[5]

NH3 sôi ở -33,34 ℃ ở áp suất tiêu chuẩn, do đó chất lỏng phải được bảo quản dưới áp suất hoặc ở nhiệt độ thấp. Amonia gia dụng hoặc amoni hydroxide là một dung dịch NH3 trong nước. Nồng độ của các dung dịch này được đo bằng đơn vị của thang Baumé (khối lượng riêng), với 26 độ Baumé (khoảng 30% (theo trọng lượng) amonia ở 15,5 °C hay 59,9 °F) là sản phẩm thương mại nồng độ cao điển hình của chất này.[6]

Từ nguyên

[sửa | sửa mã nguồn]

Pliny, trong Sách XXXI về Lịch sử Tự nhiên của mình, đề cập đến một loại muối được sản xuất ở tỉnh Cyrenaica của La Mã có tên là hammoniacum, được gọi như vậy vì nó nằm gần Đền thờ Jupiter Amun (tiếng Hy Lạp là Ἄμμων Ammon).[7] Tuy nhiên, mô tả của Pliny về muối không phù hợp với các đặc tính của amoni chloride. Theo lời bình luận của Herbert Hoover trong bản dịch tiếng Anh của ông về De re metallica của Georgius Agricola, nó có thể là muối biển thông thường.[8] Trong mọi trường hợp, muối đó cuối cùng đã tạo ra tên cho các hợp chất amonia và amoni.

Xuất hiện trong tự nhiên

[sửa | sửa mã nguồn]

Amonia là một chất hóa học được tìm thấy ở dạng vi lượng trong tự nhiên, được sản xuất từ chất động thực vật có nitơ. Amonia và muối amoni cũng được tìm thấy với số lượng nhỏ trong nước mưa, trong khi amoni chloride (sal amonia), và amoni sulfat được tìm thấy ở các vùng có núi lửa; tinh thể Amoni bicarbonat đã được tìm thấy trong phân chim Patagonia.[9] Thận tiết ra amonia để trung hòa acid dư thừa.[10] Các muối amoni được tìm thấy trong các vùng đất màu mỡ và trong nước biển.

Amonia cũng được tìm thấy trên khắp các hành tinh trong hệ Mặt Trời trên sao Hỏa, sao Mộc, sao Thổ, sao Thiên Vương, sao Hải Vương, và Sao Diêm Vương, và những nơi khác: trên, trên các hành tinh nhỏ hơn như Sao Diêm Vương, amonia có thể hoạt động như một chất chống đông mang tính địa chất quan trọng, do hỗn hợp của nước và amonia có thể có nhiệt độ nóng chảy thấp tới 173 K (−100 °C; −148 °F) nếu nồng độ amonia đủ cao và do đó cho phép các thiên thể như vậy giữ lại các đại dương bên trong và địa chất đang hoạt động ở nhiệt độ thấp hơn nhiều so với trường hợp hành tinh chỉ có nước.[11][12] Các chất có chứa amonia, hoặc những chất tương tự với nó, được gọi là amoniaal.

Tính chất vật lý

[sửa | sửa mã nguồn]

Amonia là chất khí không màu, có mùi hắc đặc trưng. Nó nhẹ hơn không khí, mật độ của nó gấp 0,589 lần không khí. Nó dễ dàng hóa lỏng do có liên kết hydro mạnh giữa các phân tử; chất lỏng sôi ở −33,3 °C (−27,94 °F), và đóng băng thành tinh thể trắng [9] ở −77,7 °C (−107,86 °F).

Amonia có thể được khử mùi thuận tiện bằng cách cho nó phản ứng với natri bicacbonat hoặc axit axetic. Cả hai phản ứng này đều tạo thành muối amoni không mùi.

Chất rắn

Đối xứng tinh thể là hình khối, ký hiệu Pearson cP16, nhóm không gian P213 (№. 198), hằng số mạng 0,5125 nm.

Chất lỏng

Amonia dạng lỏng có khả năng ion hóa mạnh do có chỉ số ε cao là 22. Amonia lỏng có sự thay đổi entanpi của quá trình hóa hơi tiêu chuẩn rất cao (23,35 kJ/mol, cf. nước 40,65 kJ/mol, methan 8,19 kJ/mol, photphin 14,6 kJ/mol) và do đó có thể được sử dụng trong phòng thí nghiệm trong các bình không cách nhiệt mà không cần làm lạnh thêm. Xem amonia lỏng như một dung môi.

Thuộc tính dung môi

Amonia dễ dàng hòa tan trong nước. Trong dung dịch nước, nó có thể được loại bỏ bằng cách đun sôi. Dung dịch nước của amonia có tính base. Nồng độ tối đa của amonia trong nước (dung dịch bão hòa) có khối lượng riêng là 0,880 g/cm³ và thường được gọi là '880 amonia'.

Cháy

Amonia không cháy ngay hoặc có khả năng duy trì sự cháy, ngoại trừ trong điều kiện hỗn hợp nhiên liệu-không khí hẹp có 15–25% không khí. Khi trộn với oxy, nó cháy với ngọn lửa màu vàng lục nhạt. Sự bốc cháy xảy ra khi clo được truyền vào amonia, tạo thành nitơ và hydro chloride; nếu clo dư thì nitơ trichloride (NCl3) rất dễ nổ cũng được tạo thành.

Sự phân hủy

Ở nhiệt độ cao và có mặt chất xúc tác thích hợp, amonia bị phân hủy thành các nguyên tố cấu thành của nó. Sự phân hủy amonia là một quá trình thu nhiệt nhẹ cần 5,5 kcal/mol amonia, và tạo ra khí hydro và nitơ. Amonia cũng có thể được sử dụng như một nguồn hydro cho pin nhiên liệu axit nếu amonia chưa phản ứng có thể được loại bỏ. Các chất xúc tác ruthenium và platinum được cho là hoạt động tích cực nhất, trong khi các chất xúc tác Ni được hỗ trợ thì hoạt động kém hơn.

Cấu trúc

[sửa | sửa mã nguồn]

Phân tử amonia có dạng hình chóp tam giác theo dự đoán của thuyết đẩy cặp electron lớp vỏ hóa trị (thuyết VSEPR) với góc liên kết xác định bằng thực nghiệm là 106,7°.[13] Nguyên tử nitơ trung tâm có năm electron lớp ngoài cùng với một electron bổ sung từ mỗi nguyên tử hydro. Điều này tạo ra tổng cộng tám điện tử, hoặc bốn cặp điện tử được sắp xếp theo hình tứ diện. Ba trong số các cặp electron này được sử dụng như các cặp liên kết, chúng để lại một cặp electron duy nhất. Cặp đơn lẻ đẩy mạnh hơn các cặp liên kết, do đó góc liên kết không phải là 109,5°, như mong đợi đối với sắp xếp tứ diện đều, mà là 106,7°.[13] Hình dạng này tạo cho phân tử một momen lưỡng cực và làm cho nó phân cực. Tính phân cực của phân tử, và đặc biệt, khả năng hình thành liên kết hydro của nó, làm cho amonia có thể trộn lẫn với nước rất cao. Cặp đơn độc làm cho amonia trở thành một base, một chất nhận proton. Amonia có tính base vừa phải; Dung dịch nước 1,0 M có pH là 11,6, và nếu thêm axit mạnh vào dung dịch như vậy cho đến khi dung dịch trung tính (pH = 7), 99,4% số phân tử amonia được proton hóa. Nhiệt độ và độ mặn cũng ảnh hưởng đến tỷ lệ NH4+. Sau này có hình dạng của một tứ diện đều và là đẳng điện tử với methan.

Phân tử amonia dễ dàng trải qua quá trình nghịch chuyển nitơ ở nhiệt độ phòng; một phép tương tự hữu ích là một chiếc ô tự quay ra ngoài trong một cơn gió mạnh. Rào cản năng lượng đối với sự nghịch đảo này là 24,7 kJ/mol và tần số cộng hưởng là 23,79 GHz, tương ứng với bức xạ vi sóng có bước sóng 1,260 cm. Sự hấp thụ ở tần số này là phổ vi sóng đầu tiên được quan sát thấy.

Tính lưỡng tính

[sửa | sửa mã nguồn]

Một trong những tính chất đặc trưng nhất của amonia là tính base. Amonia được coi là một base yếu. Nó kết hợp với axit để tạo thành muối; do đó với axit clohydric nó tạo thành amoni chloride (sal amonia); với axit nitric tạo thành amoni nitrat, v.v. Amonia khô hoàn toàn sẽ không kết hợp với hydro chloride khô hoàn toàn; độ ẩm là cần thiết để thực hiện phản ứng. [14][15] Như một thí nghiệm mô tả, các chai amonia và axit clohydric đậm đặc đã mở nắp tạo ra các "đám mây" amoni chloride, dường như xuất hiện từ "không có gì" khi muối hình thành nơi hai đám mây phân tử khuếch tán gặp nhau, ở đâu đó giữa hai chai.

NH3 + HCl → NH4Cl

Các muối được tạo ra do tác dụng của amonia với axit được gọi là muối amoni và tất cả đều chứa ion amoni (NH4+). Mặc dù amonia được biết đến là một base yếu, nó cũng có thể hoạt động như một axit cực kỳ yếu. Nó là một chất proton và có khả năng hình thành amit (có chứa ion NH2−). Ví dụ, lithi hòa tan trong amonia lỏng để tạo ra dung dịch lithi amit:

2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2

Tính chất hóa học

[sửa | sửa mã nguồn]

Trong amonia, nitơ có số oxy hóa thấp nhất nên amonia có tính khử. Ví dụ như trong phản ứng hóa học:

2 NH 3 + 3 Cl 2 ⟶ N 2 + 6 HCl {\displaystyle {\ce {2NH3 + 3Cl2 -> N2 + 6HCl}}} 4 NH 3 + 3 O 2 → 500 o C 2 N 2 + 6 H 2 O {\displaystyle {\ce {4NH3 + 3O2 ->[500^o C] 2N2 + 6H2O}}}

Nguyên tử kim loại loại kiềm hoặc nhôm:

2 NH 3 + 2 Na → 350 o C 2 NaNH 2 + H 2 {\displaystyle {\ce {2NH3 + 2Na ->[350^o C] 2NaNH2 + H2}}} 2 NH 3 + 2 Al → 800 − 900 o C 2 AlN + 3 H 2 {\displaystyle {\ce {2NH3 + 2Al ->[800-900^o C] 2AlN + 3H2}}}

Tác dụng với dung dịch muối:

3 NH 3 + AlCl 3 + 3 H 2 O ⟶ Al ( OH ) 3 + 3 NH 4 Cl {\displaystyle {\ce {3NH3 + AlCl3 +3H2O -> Al(OH)3 + 3NH4Cl}}}

Tính base yếu

[sửa | sửa mã nguồn]

Tan trong nước

[sửa | sửa mã nguồn]

Theo thuyết Brønsted-Lowry, NH3 khi tan trong nước, một phần nhỏ các phân tử amonia 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.

NH 3 + H 2 O ↽ − − ⇀ NH 4 + + OH − {\displaystyle {\ce {NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-}}} \]

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

Tác dụng với axit

[sửa | sửa mã nguồn]

Amonia (ở dạng khí cũng như dung dịch) dễ dàng trung hòa axit tạo thành muối amoni. Thí dụ:

2 NH 3 + H 2 SO 4 ⟶ ( NH 4 ) 2 SO 4 {\displaystyle {\ce {2NH3 + H2SO4 -> (NH4)2SO4}}}

hay

NH 3 + H + ⟶ NH 4 + {\displaystyle {\ce {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 chloride, chính tinh thể này đã tạo nên hiện tượng "khói".

NH 3 ( k ) + HCl ( k ) ⟶ NH 4 Cl ( r ) {\displaystyle {\ce {NH3(k) + HCl(k) -> NH4Cl(r)}}}

Phản ứng này được dùng để nhận biết khí amonia.

Tác dụng với dung dịch muối

[sửa | sửa mã nguồn]

Dung dịch amonia có khả năng tạo kết tủa nhiều hydroxide kim loại khi tác dụng

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

NH 3 + H 2 O + CuSO 4 ⟶ ( NH 4 ) 2 SO 4 + Cu ( OH ) 2 ↓ {\displaystyle {\ce {NH3 + H2O + CuSO4 -> (NH4)2SO4 + Cu(OH)2 v}}}

Khả năng tạo phức

[sửa | sửa mã nguồn]

Dung dịch amonia có khả năng tạo phức với rất nhiều hợp chất khó tan của kim loại như Cu, Ag, Ni, Pb, Zn,…

Vì các cation này có orbital trống nên có thể tiếp nhận cặp electron chưa liên kết trong nguyên tử N của NH3.

M ( OH ) 2 + 4 NH 3 ⟶ [ M ( NH 3 ) 4 ] ( OH ) 2 {\displaystyle {\ce {M(OH)2 + 4NH3 -> [M(NH3)4](OH)2}}} (với M = Cu, Zn, Pb,…) Ni ( OH ) 2 + 6 NH 3 ⟶ [ Ni ( NH 3 ) 6 ] ( OH ) 2 {\displaystyle {\ce {Ni(OH)2 + 6NH3 -> [Ni(NH3)6](OH)2}}} Ag + + 2 NH 3 ⟶ [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + {\displaystyle {\ce {Ag+ + 2NH3 -> [Ag(NH3)2]+}}}

Điều chế

[sửa | sửa mã nguồn]

Trong phòng thí nghiệm: 2 NH 4 Cl + Ca ( OH ) 2 ⟶ 2 NH 3 ↑ + 2 H 2 O + CaCl 2 {\displaystyle {\ce {2NH4Cl + Ca(OH)2 -> 2NH3 ^ + 2H2O + CaCl2}}}

Trong công nghiệp:

Phần lớn NH3 (90%) được sản xuất theo phương thức Haber-Bosch với N 2 {\displaystyle \mathrm {N_{2}} } từ không khí, H 2 {\displaystyle \mathrm {H_{2}} } từ khí Mêtan ( C H 4 {\displaystyle \mathrm {CH_{4}} } ) và nước.

CH 4 + H 2 O ↽ − − ⇀ CO ↑ + 3 H 2 ↑ {\displaystyle {\ce {CH4 + H2O <=> CO ^ + 3H2 ^}}} (xúc tác Ni, nhiệt độ cao)

N 2 + 3 H 2 ⟶ 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {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 ℃, 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:

CaCN 2 + 3 H 2 O ⟶ CaCO 3 + 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {CaCN2 + 3H2O -> CaCO3 + 2NH3}}}

Phương thức Persek từ nhôm nitride AlN và nước:

2 AlN + 3 H 2 O ⟶ Al 2 O 3 + 2 NH 3 {\displaystyle {\ce {2AlN + 3H2O -> Al2O3 + 2NH3}}}

Từ NO và H2:

2 NO + 5 H 2 ⟶ 2 NH 3 + 2 H 2 O {\displaystyle {\ce {2NO + 5H2 -> 2NH3 + 2H2O}}}

Khử hydro bằng nitơ (tiếng anh: hydrodenitrogenation)

3 H 2 + R 3 N ⟶ 3 R − H + NH 3 {\displaystyle {\ce {3H2 + R3N -> 3R-H + NH3}}}

Hiện nay, một số nghiên cứu từ phòng thí nghiệm cho thấy rằng ammonia được sản xuất trực tiếp từ nitơ và nước với sự có mặt của chất xúc tác titan(IV) oxide và tia cực tím:

2 N 2 + 6 H 2 O {\displaystyle {\ce {2N2 + 6H2O}}} → UV TiO 2 {\displaystyle {\xrightarrow[{\text{UV}}]{{\text{TiO}}_{2}}}} 4 NH 3 ↑ + 3 O 2 ↑ {\displaystyle {\ce {4NH3 ^ + 3O2 ^}}}

Ứng dụng

[sửa | sửa mã nguồn]

Ứng dụng chủ yếu của amonia 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 amonia còn được dùng làm chất tẩy rửa gia dụng. Dạng lỏng của amonia đóng vai trò quan trọng trong phản ứng khử Birch.

Nguy hiểm

[sửa | sửa mã nguồn]

Nếu hít nhiều amonia sẽ bị bỏng đường hô hấp (rát cổ họng). Khí amonia gây ức chế thần kinh tạo nên cảm giác khó chịu cáu gắt. Triệu chứng: Ho, đau ngực (nặng), đau thắt ngực, khó thở, thở nhanh, thở khò khè, khó thở, ho ra máu, co giật cùng các biểu hiện:

• Mắt, miệng, họng: Chảy nước mắt và đốt mắt, mù mắt, đau họng nặng, đau miệng, sứt môi .
• Tim mạch: Nhanh, mạch yếu, sốc.
• Thần kinh: Lẫn lộn, đi lại khó khăn, chóng mặt, thiếu sự phối hợp, bồn chồn, ngẩn ngơ.
• Da: Môi xanh lợt màu, bỏng nặng nếu tiếp xúc lâu.
• Dạ dày và đường tiêu hóa: Đau dạ dày nghiệm trọng, nôn.

Tham khảo

[sửa | sửa mã nguồn]

1. ^ a b Đặng Thái Minh, "Dictionnaire vietnamien - français. Les mots vietnamiens d’origine française", Synergies Pays riverains du Mékong, n° spécial, năm 2011. ISSN: 2107-6758. Trang 49.
2. ^ “40 C.F.R.: Appendix A to Part 355—The List of Extremely Hazardous Substances and Their Threshold Planning Quantities” (PDF) . Government Printing Office. Bản gốc (PDF) lưu trữ ngày 25 tháng 2 năm 2012. Truy cập ngày 29 tháng 10 năm 2011. Chú thích journal cần |journal= (trợ giúp)
3. ^ “Mineral Commodity Summaries 2020, p. 117 – Nitrogen” (PDF). USGS. 2020. Truy cập ngày 12 tháng 2 năm 2020.
4. ^ “Nitrogen (fixed) - ammonia statistics”. USGS. 2017. Truy cập ngày 12 tháng 2 năm 2020.
5. ^ R. Norris Shreve; Joseph Brink (1977). Chemical Process Industries (ấn bản thứ 4). tr. 276. ISBN 978-0-07-057145-7. See also Gas carrier and Bottled gas.
6. ^ “Ammonium hydroxide physical properties” (PDF). Bản gốc (PDF) lưu trữ ngày 27 tháng 11 năm 2007.
7. ^ “Pliny the Elder, The Natural History, Book XXXI, Chapter 39. (7.) - The various kinds of salt; the methods of preparing it, and the remedies derived from it”.
8. ^ Hoover, Herbert (1950). Georgius Agricola De Re Metallica - Translated from the first Latin edition of 1556. New York: Dover Publications. tr. 560. ISBN 978-0486600062.
9. ^ a b Chisholm 1911, tr. 861.Lỗi sfn: không có mục tiêu: CITEREFChisholm1911 (trợ giúp)
10. ^ Kirschbaum, B; Sica, D; Anderson, F. P. (1999). “Urine electrolytes and the urine anion and osmolar gaps”. The Journal of Laboratory and Clinical Medicine. 133 (6): 597–604. doi:10.1016/S0022-2143(99)90190-7. ISSN 0022-2143. PMID 10360635.
11. ^ Shannon, Francis Patrick (1938) Tables of the properties of aqua-ammonia solutions. Part 1 of The Thermodynamics of Absorption Refrigeration. Lehigh University studies. Science and technology series
12. ^ An ammonia-water slurry may swirl below Pluto's icy surface. Purdue University (ngày 9 tháng 11 năm 2015)
13. ^ a b Haynes, William M. biên tập (2013). CRC Handbook of Chemistry and Physics (ấn bản thứ 94). CRC Press. tr. 9–26. ISBN 9781466571143.
14. ^ Chisholm 1911, tr. 862.Lỗi sfn: không có mục tiêu: CITEREFChisholm1911 (trợ giúp)
15. ^ Baker, H. B. (1894). “Influence of moisture on chemical change”. J. Chem. Soc. 65: 611–624. doi:10.1039/CT8946500611.

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] Wikimedia Commons có thêm hình ảnh và phương tiện truyền tải về Amonia.

• AMONIAC tại Từ điển bách khoa Việt Nam
• Ammonia (chemical compound) tại Encyclopædia Britannica (tiếng Anh)
• CID 222 từ PubChem

x t s Hợp chất nitơ
AgN3 AlN BN Ba(N3)2 NBr3 C2N2 Ca3N2 Ca(NO3)2 Ca(NO2)2 CeN NH4Cl NH4F NH4Br Ce(NO3)3 Cl3N CsN3 CuN6 Cu(NO3)2 DyN ErN NH4HF2 Fe(NO3)2 Fe(NO3)3 F3N GaN Ge3N4 NH3 HfN HoN Co(NO3)2 Cr(NO3)3 CsNH2 KNH2 KN3 CsNO3 IN3 I3N LiN3 LiNH2 Li3N LiNO3 NbN NO HNO3 NH4I NO2 PrN TaN UN VN N2O HNO2 N2O3 N2O4 N2O5 NaN3 N4S4 PuN TlN3 AgNO2 AgNO3 Cd(NO3)2 B3H6N3 BiNO4 BrNO ClNO FNO BrCN CClN CuCN HCN N2CH2 CH4N2 KCN NaCN C2CuN2 C3H3N3 ND3 CIN C2CaN2 Ca(N3)2 C2CdN2 C2CoN2 C2H3N Hg(CN)2 Ni(CN)2 Pb(CN)2 Pb(N3)2 Pd(CN)2 Pt(CN)2 Zn(CN)2 C3F5N C3H4N2 C4H12N2 CH3(CH2)3CN (CH3)2CHNHC2H5 C6Br4N3 C8H17N Be(NO3)2 NaNH2 (NH4)2OsBr6 (NH4)3PO4 Y(NO3)3 C13H9Li2N5O9S2 RbNO3 Sr(NO3)2 Al(NO3)3 Ba(NO3)2 Ga(NO3)3 Gd(NO3)3 TlNO3 Yb(NO3)3 Zr(NO3)4 Nd(NO3)3 Tm(NO3)3 Th(NO3)4 U2(NO3)2 C3H5N3O9 C6H8(NO3)6 N2H4O3 15NH4NO3 C3H6N6 C4H5N C5H3N3 C5H5N C6H5NH2 C6H10N6 C6H15N5 C8H6N2 C8H9N C9H7N C9H9N C9H9N5 C9H19N C10H12N2 C10H26N4 C12H8N2 C13H11N3 C20H19N3 C3H7NO C2N14 C6H12N2S3 C6H5(CN) NH4HF2 NH4N3 BrNO3 RbCN INO3 Pu(NO3)4 HAu(NO3)4 Ra(NO3)2 N3CN NH4Al(SO4)2 C6H7NO3S C9H9N3O2 ClN3 C2H5NO2
Công thức hóa họcCổng thông tin: Hóa học

x t s Hợp chất hydro

H3AsO3 H3AsO4 HAt HSO3F HBF4 HBr HBrO HIO HBrO2 HBrO3 HBrO4 HCl HClO HClO2 HClO3 HClO4 HCN HCNO H2CrO4 H2Cr2O7 H2CO3 H2CS3 HF HFΟ HI HIO HIO2 HIO3 HIO4 HMnO4 H2MoO4 HNC NaHCO3 HNCO HNO HNO3 H2N2O2 HNO5S H3NSO3 H2O H2O2 H2O3 H3PO2 H3PO3 H3PO4 H4P2O7 H5P3O10 H2PtCl6 H2S H2S2 H2Se H2SeO3 H2SeO4 H4SiO4 H2SiF6 HSCN H2SO3 H2SO4 H2SO5 H2S2O3 H2S2O6 H2S2O7 H2S2O8 CF3SO3H H2Te H2TeO3 H2TeO4 H4TiO4 H2Po HCo(CO)4 BH3 B2H4 B2H6 B4H10 B5H9 B5H11 B6H10 B6H12 B10H14 B18H22 H(CXB11Y5Z6)

Tiêu đề chuẩn	BNF: cb12532810x (data) GND: 4001735-7 LCCN: sh85004538 NDL: 00560264 NKC: ph502999