Amoníaco

Compuesto químico de nitrógeno e hidrógeno.

Para NH ₄ ⁺ , consulte Amonio . Para otros usos, consulte Amoníaco (desambiguación) .

Amoníaco

Nombres
Nombre IUPAC Amoníaco [1]
Nombre IUPAC sistemático Azane
Otros nombres Nitruro de hidrógeno R-717 (refrigerante) R717 (ortografía alternativa de refrigerante)
Identificadores
Número CAS	7664-41-7 Y
Modelo 3D ( JSmol )	Imagen interactiva
3DMet	B00004
Referencia de Beilstein	3587154
CHEBI	CHEBI: 16134 Y
CHEMBL	ChEMBL1160819 Y
ChemSpider	217 Y
Tarjeta de información ECHA	100.028.760
Número CE	231-635-3
Referencia de Gmelin	79
KEGG	D02916 Y
Malla	Amoníaco
PubChem CID	222
Número RTECS	BO0875000
UNII	5138Q19F1X Y
un numero	1005
Tablero CompTox ( EPA )	DTXSID0023872
InChI InChI = 1S / H3N / h1H3 Y Clave: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N Y InChI = 1 / H3N / h1H3 Clave: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Sonrisas norte
Propiedades
Fórmula química	NH 3
Masa molar	17.031 g / mol
Apariencia	Gas incoloro
Olor	fuerte olor acre
Densidad	0,86 kg / m 3 (1,013 bar en el punto de ebullición) 0,769 kg / m 3 (STP) [2] 0,73 kg / m 3 (1,013 bar a 15 ° C) 681,9 kg / m 3 a −33,3 ° C (líquido) [3] Véase también Amoníaco (página de datos) 817 kg / m 3 a -80 ° C (sólido transparente) [4]
Punto de fusion	−77,73 ° C (−107,91 ° F; 195,42 K) ( punto triple a 6,060 kPa, 195,4 K)
Punto de ebullición	−33,34 ° C (−28,01 ° F; 239,81 K)
Punto crítico ( T , P )	132,4 ° C (405,5 K), 111,3 atm (11,280 kPa)
solubilidad en agua	47% p / p (0 ° C) 31% p / p (25 ° C) 18% p / p (50 ° C) [5]
Solubilidad	soluble en cloroformo , éter , etanol , metanol
Presión de vapor	857,3 kPa
Acidez (p K a )	32,5 (-33 ° C), [6] 10,5 (DMSO)
Basicidad (p K b )	4,75
Ácido conjugado	Amonio
Base conjugada	Amida
Susceptibilidad magnética (χ)	−18.0 · 10 −6 cm 3 / mol
Índice de refracción ( n D )	1.3327
Viscosidad	10,07 µPa · s (25 ° C) [7] 0,276 mPa · s (−40 ° C)
Estructura
Grupo de puntos	C 3v
Forma molecular	Pirámide trigonal
Momento bipolar	1,42 D
Termoquímica
Entropía molar estándar ( S o 298 )	193 J · mol −1 · K −1 [8]
Entalpía estándar de formación (Δ f H ⦵ 298 )	−46 kJ · mol −1 [8]
Peligros
Ficha de datos de seguridad	Ver: página de datos ICSC 0414 (anhidro)
Pictogramas GHS	[9]
Palabra de señal GHS	Peligro
Declaraciones de peligro GHS	H290 , H301 , H311 , H314 , H330 , H334 , H336 , H360 , H362 , H373 , H400
Consejos de prudencia del SGA	P202 , P221 , P233 , P261 , P263 , P271 , P273 , P280 , P305 + 351 + 338 , P310 [9]
NFPA 704 (diamante de fuego)	3 1 0 COR
punto de inflamabilidad	132 ° C (270 ° F; 405 K)
autoignición temperatura	651 ° C (1.204 ° F; 924 K)
Límites explosivos	15-28%
Dosis o concentración letal (LD, LC):
LD 50 ( dosis mediana )	0.015 mL / kg (humano, oral)
LC 50 ( concentración media )	40,300 ppm (rata, 10 min) 28,595 ppm (rata, 20 min) 20,300 ppm (rata, 40 min) 11,590 ppm (rata, 1 h) 7338 ppm (rata, 1 h) 4837 ppm (ratón, 1 h) 9859 ppm (conejo, 1 hora) 9859 ppm (gato, 1 hora) 2000 ppm (rata, 4 horas) 4230 ppm (ratón, 1 hora) [10]
LC Lo ( más bajo publicado )	5000 ppm (mamíferos, 5 min) 5000 ppm (humanos, 5 min) [10]
NIOSH (límites de exposición a la salud de EE. UU.): [11]
PEL (permitido)	50 ppm (25 ppm ACGIH - TLV; 35 ppm STEL )
REL (recomendado)	TWA 25 ppm (18 mg / m 3 ) ST 35 ppm (27 mg / m 3 )
IDLH (peligro inmediato)	300 ppm
Compuestos relacionados
Otros cationes	Fosfina Arsina Estibina Bismutina
Hidruros de nitrógeno relacionados	Hidrazina Ácido hidrazoico
Compuestos relacionados	Hidróxido de amonio
Página de datos complementarios
Estructura y propiedades	Índice de refracción ( n ), constante dieléctrica (ε r ), etc.
Datos termodinámicos	Comportamiento de fase sólido-líquido-gas
Datos espectrales	UV , IR , RMN , MS
Salvo que se indique lo contrario, los datos se proporcionan para materiales en su estado estándar (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).
Y verificar  ( ¿qué es   ?)Ynorte
Referencias de Infobox

El amoníaco es un compuesto de nitrógeno e hidrógeno con la fórmula NH ₃ . Un hidruro binario estable , y el hidruro de pictógeno más simple , el amoníaco es un gas incoloro con un olor acre característico. Es un desecho nitrogenado común , particularmente entre los organismos acuáticos, y contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de alimentos y fertilizantes . El amoníaco, ya sea directa o indirectamente, también es un componente básico para la síntesis de muchosproductos farmacéuticos y se utiliza en muchos productos de limpieza comerciales. Se recolecta principalmente mediante el desplazamiento hacia abajo tanto del aire como del agua.

Aunque es común en la naturaleza, tanto terrestre como en los planetas exteriores del Sistema Solar, y se usa ampliamente, el amoníaco es cáustico y peligroso en su forma concentrada. Está clasificada como una sustancia extremadamente peligrosa en los Estados Unidos y está sujeta a estrictos requisitos de informes por parte de las instalaciones que la producen, almacenan o usan en cantidades significativas. ^[12]

La producción industrial mundial de amoníaco en 2018 fue de 175 millones de toneladas, ^[13] sin cambios significativos en relación con la producción industrial mundial de 2013 de 175 millones de toneladas. ^[14] El amoníaco industrial se vende como licor de amoníaco (generalmente 28% de amoníaco en agua) o como amoníaco líquido anhidro refrigerado o presurizado que se transporta en carros tanque o cilindros. ^[15]

El NH ₃ hierve a -33,34 ° C (-28,012 ° F) a una presión de una atmósfera , por lo que el líquido debe almacenarse a presión oa baja temperatura. El amoníaco doméstico o el hidróxido de amonio es una solución de NH ₃ en agua. La concentración de tales soluciones se mide en unidades de la escala Baumé ( densidad ), siendo 26 grados Baumé (aproximadamente 30% (en peso) de amoníaco a 15.5 ° C o 59.9 ° F) siendo el producto comercial típico de alta concentración. ^[dieciséis]

Etimología

Plinio, en el Libro XXXI de su Historia Natural , se refiere a una sal producida en la provincia romana de Cirenaica llamada hammoniacum , llamada así por su proximidad al cercano Templo de Júpiter Amón ( griego Ἄμμων Ammon ). ^[17] Sin embargo, la descripción que Pliny da de la sal no se ajusta a las propiedades del cloruro de amonio. Según el comentario de Herbert Hoover en su traducción al inglés de De re metallica de Georgius Agricola , es probable que haya sido sal marina común. ^[18] En cualquier caso, esa sal finalmente dio amoníaco ycompuestos de amonio su nombre.

Ocurrencia natural

El amoníaco es una sustancia química que se encuentra en trazas en la naturaleza y se produce a partir de materia vegetal y animal nitrogenada. El amoniaco y las sales de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, mientras que el cloruro de amonio ( sal amoniacal ) y el sulfato de amonio se encuentran en los distritos volcánicos; Se han encontrado cristales de bicarbonato de amonio en el guano de la Patagonia . ^[19] Los riñones secretan amoníaco para neutralizar el exceso de ácido. ^{[20] Las} sales de amonio se encuentran distribuidas a través del suelo fértil y en el agua de mar.

El amoníaco también se encuentra en todo el Sistema Solar en Marte , Júpiter , Saturno , Urano , Neptuno y Plutón , entre otros lugares: en cuerpos helados más pequeños como Plutón, el amoníaco puede actuar como un anticongelante de importancia geológica, como una mezcla de agua y El amoníaco puede tener un punto de fusión tan bajo como 173 K (-100 ° C; -148 ° F) si la concentración de amoníaco es lo suficientemente alta y, por lo tanto, permite que dichos cuerpos retengan los océanos internos y la geología activa a una temperatura mucho más baja de lo que sería posible. con agua sola. ^{[21] [22] Las} sustancias que contienen amoníaco, o aquellas que son similares a él, se denominanamoniacal .

Propiedades

El amoníaco es un gas incoloro con un olor acre característico. Es más ligero que el aire , su densidad es 0,589 veces mayor que la del aire . Se licua fácilmente debido al fuerte enlace de hidrógeno entre las moléculas; el líquido hierve a -33,3 ° C (-27,94 ° F) y se congela a cristales blancos ^[19] a -77,7 ° C (-107,86 ° F).

El amoníaco se puede desodorizar convenientemente haciéndolo reaccionar con bicarbonato de sodio o ácido acético . Ambas reacciones forman una sal de amonio inodoro.

Sólido

La simetría del cristal es cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2 ₁ 3 No.198, constante de celosía 0.5125  nm . ^[23]

Líquido

El amoníaco líquido posee fuertes poderes ionizantes que reflejan su alto ε de 22. El amoníaco líquido tiene un cambio de entalpía de vaporización estándar muy alto (23,35  kJ / mol, cf. agua 40,65 kJ / mol, metano 8,19 kJ / mol, fosfina 14,6 kJ / mol) y por lo tanto se puede utilizar en laboratorios en recipientes sin aislamiento sin refrigeración adicional. Vea el amoníaco líquido como solvente .

Propiedades de los disolventes

El amoníaco se disuelve fácilmente en agua. En una solución acuosa, se puede expulsar por ebullición. La solución acuosa de amoniaco es básica . La concentración máxima de amoníaco en agua (una solución saturada ) tiene una densidad de 0,880 g / cm ³ y se conoce a menudo como "amoníaco .880".

Combustión

El amoníaco no se quema fácilmente ni mantiene la combustión , excepto bajo mezclas estrechas de combustible a aire de 15 a 25% de aire. Cuando se mezcla con oxígeno , arde con una llama de color verde amarillento pálido. La ignición ocurre cuando el cloro pasa al amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno ; si hay exceso de cloro, también se forma el tricloruro de nitrógeno (NCl ₃ ) altamente explosivo .

Descomposición

A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado, el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. La descomposición del amoníaco es un proceso ligeramente endotérmico que requiere 5,5 kcal / mol de amoníaco y produce hidrógeno y nitrógeno gaseoso. El amoníaco también se puede utilizar como fuente de hidrógeno para pilas de combustible ácidas si se puede eliminar el amoníaco que no ha reaccionado. Se encontró que los catalizadores de rutenio y platino eran los más activos, mientras que los catalizadores de Ni soportados eran los menos activos.

Estructura

La molécula de amoníaco tiene una forma piramidal trigonal como lo predice la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) con un ángulo de enlace determinado experimentalmente de 106,7 °. ^[24] El átomo de nitrógeno central tiene cinco electrones externos con un electrón adicional de cada átomo de hidrógeno. Esto da un total de ocho electrones, o cuatro pares de electrones que están dispuestos tetraédricamente. Tres de estos pares de electrones se utilizan como pares de enlaces, lo que deja un solo par de electrones. El par solitario se repele con más fuerza que los pares de enlaces, por lo que el ángulo de enlace no es de 109,5 °, como se esperaba para una disposición tetraédrica regular, sino de 106,7 °. ^[24] Esta forma le da a la molécula un dipolo.momento y lo hace polar . La polaridad de la molécula, y especialmente, su capacidad para formar enlaces de hidrógeno , hace que el amoníaco sea altamente miscible con el agua. El par solitario hace que el amoníaco sea una base , un aceptor de protones. El amoníaco es moderadamente básico; una solución acuosa 1.0 M tiene un pH de 11.6, y si se agrega un ácido fuerte a dicha solución hasta que la solución es neutra (pH = 7), el 99.4% de las moléculas de amoníaco están protonadas . La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de NH ₄ ⁺ . Este último tiene la forma de un tetraedro regular y es isoelectrónico con el metano .

La molécula de amoníaco experimenta fácilmente una inversión de nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es un paraguas que se da vuelta al revés con un viento fuerte. La barrera de energía para esta inversión es de 24,7 kJ / mol y la frecuencia de resonancia es de 23,79 GHz , correspondiente a la radiación de microondas de una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción a esta frecuencia fue el primer espectro de microondas que se observó. ^[25]

Anfotericidad

Una de las propiedades más características del amoniaco es su basicidad . El amoníaco se considera una base débil. Se combina con ácidos para formar sales ; así, con el ácido clorhídrico forma cloruro de amonio (sal amoniacal); con ácido nítrico , nitrato de amonio , etc. El amoníaco perfectamente seco no se combinará con el cloruro de hidrógeno perfectamente seco ; la humedad es necesaria para provocar la reacción. ^{[26] [27]} Como experimento de demostración, botellas abiertas de amoníaco concentrado y ácido clorhídrico producen nubes de cloruro de amonio, que parecen aparecer "de la nada" cuando la sal se forma donde las dos nubes difusas de moléculas se encuentran, en algún lugar entre las dos botellas.

NH ₃ + HCl → NH ₄ Cl

Las sales producidas por la acción del amoniaco sobre los ácidos se conocen como sales de amonio y todas contienen el ion amonio (NH ₄ ⁺ ). ^[26]

Aunque el amoníaco es bien conocido como una base débil, también puede actuar como un ácido extremadamente débil. Es una sustancia prótica y es capaz de formar amidas (que contienen el ion NH ₂ ^- ). Por ejemplo, el litio se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución de amida de litio :

2Li + 2NH ₃ → 2LiNH ₂ + H ₂

Auto-disociación

Al igual que el agua, el amoníaco líquido sufre una autoionización molecular para formar sus conjugados de ácido y base :

2 NH
₃⇌ NH⁺
₄+ NH^-
₂

El amoníaco a menudo funciona como una base débil , por lo que tiene cierta capacidad de amortiguación . Los cambios en el pH causarán más o menos cationes de amonio ( NH⁺
₄) y aniones amida ( NH^-
₂) para estar presente en la solución . A presión y temperatura estándar, K = [ NH⁺
₄] [ NH^-
₂] = 10⁻³⁰

Combustión

La combustión de amoniaco a nitrógeno y agua es exotérmica :

4 NH ₃ + 3 O ₂ → 2 N ₂ + 6 H ₂ O ( g ) Δ H ° r = −1267.20 kJ (o −316.8 kJ / mol si se expresa por mol de NH ₃ )

El cambio de entalpía estándar de combustión , Δ H ° _c , expresado por mol de amoníaco y con la condensación del agua formada, es -382.81 kJ / mol. El dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión: todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto al N ₂ y al O ₂ , que es el principio detrás del convertidor catalítico . Los óxidos de nitrógeno se pueden formar como productos cinéticos en presencia de catalizadores apropiados, una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico :

4 NH ₃ + 5 O ₂ → 4 NO + 6 H ₂ O

Una reacción posterior conduce a NO ₂ :

2 NO + O ₂ → 2 NO ₂

La combustión del amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (como una gasa de platino o un óxido de cromo (III) caliente ), debido al relativamente bajo calor de combustión, una menor velocidad de combustión laminar, una alta temperatura de autoignición, alto calor de vaporización y un estrecho rango de inflamabilidad. Sin embargo, estudios recientes han demostrado que se puede lograr una combustión eficiente y estable de amoníaco utilizando cámaras de combustión de turbulencia, reavivando así el interés de la investigación en el amoníaco como combustible para la producción de energía térmica. ^[28] El rango de inflamabilidad del amoníaco en el aire seco es del 15,15% al ​​27,35% y en el aire con una humedad relativa del 100% es del 15,95% al ​​26,55%. ^[29]Para estudiar la cinética de la combustión del amoníaco se requiere un mecanismo de reacción confiable detallado, sin embargo, el conocimiento sobre la cinética química del amoníaco durante el proceso de combustión ha sido un desafío. ^[30]

Formación de otros compuestos

En química orgánica , el amoníaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución . Las aminas se pueden formar mediante la reacción de amoniaco con haluros de alquilo , aunque el grupo -NH ₂ resultante también es nucleófilo y a menudo se forman aminas secundarias y terciarias como subproductos. Un exceso de amoníaco ayuda a minimizar la sustitución múltiple y neutraliza el haluro de hidrógeno formado. La metilamina se prepara comercialmente mediante la reacción de amoniaco con clorometano , y se ha utilizado la reacción de amoniaco con ácido 2-bromopropanoico para preparar alanina racémica con un rendimiento del 70%.La etanolamina se prepara mediante una reacción de apertura de anillo con óxido de etileno : a veces se deja que la reacción avance más para producir dietanolamina y trietanolamina .

Las amidas se pueden preparar mediante la reacción de amoniaco con derivados de ácido carboxílico . Los cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble de exceso para neutralizar el cloruro de hidrógeno formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales de amonio de los ácidos carboxílicos pueden deshidratarse a amidas siempre que no estén presentes grupos térmicamente sensibles: se requieren temperaturas de 150–200 ° C.

El hidrógeno del amoníaco es susceptible de ser reemplazado por una miríada de sustituyentes. Cuando se calienta con sodio, se convierte en sodamida, NaNH ₂ . ^[26] Con cloro, se forma monocloramina .

El amoníaco pentavalente se conoce como λ ⁵ -amina o, más comúnmente, hidruro de amonio. Este sólido cristalino solo es estable a alta presión y se descompone nuevamente en amoníaco trivalente e hidrógeno gaseoso en condiciones normales. Esta sustancia se investigó una vez como posible combustible sólido para cohetes en 1966. ^[31]

Amoníaco como ligando

Artículo principal: complejo de metal amina

Modelo de bola y palo del catión diaminoplata (I), [Ag (NH ₃ ) ₂ ] ⁺

Modelo de bola y palo del catión tetraamminediaquacobre (II), [Cu (NH ₃ ) ₄ (H ₂ O) ₂ ] ²⁺

El amoníaco puede actuar como ligando en complejos de metales de transición . Es un donante σ puro, en el medio de la serie espectroquímica , y muestra un comportamiento intermedio duro-blando (ver también modelo ECW ). Su fuerza donante relativa hacia una serie de ácidos, frente a otras bases de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB . ^{[32] [33]} Por razones históricas, el amoníaco se denomina ammina en la nomenclatura de compuestos de coordinación . Algunos complejos de amina notables incluyen tetraamminediaquacopper (II) ([Cu (NH ₃ ) ₄ (H ₂ O) ₂] ²⁺ ), un complejo azul oscuro formado al agregar amoníaco a una solución de sales de cobre (II). El hidróxido de tetraamminediaquacopper (II) se conoce como reactivo de Schweizer y tiene la notable capacidad de disolver la celulosa . Diaminesplata (I) ([Ag (NH ₃ ) ₂ ] ⁺ ) es la especie activa en el reactivo de Tollens . La formación de este complejo también puede ayudar a distinguir entre los precipitados de los diferentes haluros de plata: el cloruro de plata (AgCl) es soluble en una solución de amoníaco diluido (2M), el bromuro de plata (AgBr) solo es soluble en una solución concentrada de amoníaco, mientras que el yoduro de plata (AgI) es insoluble en amoníaco acuoso.

Los complejos de ammina de cromo (III) se conocieron a finales del siglo XIX y formaron la base de la revolucionaria teoría de Alfred Werner sobre la estructura de los compuestos de coordinación. Werner observó que solo se podían formar dos isómeros ( fac - y mer -) del complejo [CrCl ₃ (NH ₃ ) ₃ ], y concluyó que los ligandos deben disponerse alrededor del ion metálico en los vértices de un octaedro . Esta propuesta ha sido desde entonces confirmada por cristalografía de rayos X .

Un ligando de ammina unido a un ión metálico es notablemente más ácido que una molécula de amoníaco libre, aunque la desprotonación en solución acuosa sigue siendo rara. Un ejemplo es la reacción de Calomel, donde el compuesto de amidomercurio (II) resultante es altamente insoluble.

HgCl ₂ + 2 NH ₃ → HgCl (NH ₂ ) + NH ₄ Cl

El amoníaco forma aductos 1: 1 con una variedad de ácidos de Lewis como I ₂ , fenol y Al (CH ₃ ) ₃ . El amoníaco es una base dura y sus parámetros E & C son E _B = 2.31 y C _B = 2.04. Su fuerza donante relativa hacia una serie de ácidos, frente a otras bases de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB .

Detección y determinación

Esta sección trata sobre la detección en el laboratorio. Para la detección en astronomía, consulte § En astronomía .

Amoníaco en solución

Artículo principal: solución de amoníaco

El amoníaco y las sales de amonio se pueden detectar fácilmente, en trazas muy diminutas, mediante la adición de la solución de Nessler , que da una coloración amarilla distintiva en presencia de la más mínima traza de amoníaco o sales de amonio. La cantidad de amoniaco en las sales de amonio puede estimarse cuantitativamente por destilación de las sales con hidróxido de sodio o potasio , absorbiéndose el amoniaco desprendido en un volumen conocido de ácido sulfúrico estándar y luego determinándose volumétricamente el exceso de ácido ; o el amoníaco puede ser absorbido en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio así formado precipitado como hexacloroplatinato de amonio , (NH ₄ )₂ PtCl ₆ . ^[34]

Amoniaco gaseoso

Las barras de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en los sistemas industriales de refrigeración de amoníaco. Se pueden detectar cantidades mayores calentando las sales con un álcali cáustico o con cal viva , cuando el olor característico del amoníaco se hará evidente de inmediato. ^[34] El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite de exposición permisible es de 25 ppm y letal por encima de 500 ppm. ^[35] Los detectores convencionales apenas detectan concentraciones más altas, el tipo de detector se elige de acuerdo con la sensibilidad requerida (por ejemplo, semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones de hasta el 12,5% en volumen. ^[36]

Nitrógeno amoniacal (NH ₃ -N)

El nitrógeno amoniacal (NH ₃ -N) es una medida comúnmente utilizada para probar la cantidad de iones de amonio , derivados naturalmente del amoníaco, y devueltos al amoníaco a través de procesos orgánicos, en agua o líquidos residuales. Es una medida que se utiliza principalmente para cuantificar valores en sistemas de tratamiento de residuos y depuración de agua, así como una medida de la salud de las reservas de agua naturales y artificiales. Se mide en unidades de mg / L ( miligramo por litro ).

Historia

Este reactor de alta presión fue construido en 1921 por BASF en Ludwigshafen y fue reconstruido en las instalaciones de la Universidad de Karlsruhe en Alemania.

El historiador griego antiguo Herodoto mencionó que había afloramientos de sal en un área de Libia que estaba habitada por un pueblo llamado los "amonios" (ahora: el oasis de Siwa en el noroeste de Egipto, donde todavía existen lagos salados). ^{[37] [38]} El geógrafo griego Estrabón también mencionó la sal de esta región. Sin embargo, los autores antiguos Dioscórides , Apicius , Arrian , Synesius y Aëtius de Amida describieron esta sal como formando cristales transparentes que podrían usarse para cocinar y que eran esencialmente sal de roca . ^[39] Hammoniacus sal aparece en los escritos de Plinio , ^[40] aunque no se sabe si el término es idéntico al más moderno sal amoniacal (cloruro de amonio). ^{[19] [41] [42]}

La fermentación de la orina por bacterias produce una solución de amoníaco ; de ahí que la orina fermentada se usara en la antigüedad clásica para lavar ropa y ropa, para quitar el pelo de las pieles en preparación para el curtido, para servir como mordiente en teñir telas y para eliminar el óxido del hierro. ^[43]

En forma de sal amoniacal (نشادر, nushadir) , el amoníaco era importante para los alquimistas musulmanes ya en el siglo VIII, mencionado por primera vez por el químico árabe-persa Jābir ibn Hayyān , ^[44] y para los alquimistas europeos desde el siglo XIII. , siendo mencionado por Albertus Magnus . ^[19] También fue utilizado por los tintoreros en la Edad Media en forma de orina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo XV, Basilius Valentinus demostró que el amoníaco se podía obtener mediante la acción de los álcalis sobre la sal amoniacal. ^[45]En un período posterior, cuando se obtuvo sal amoniacal destilando las pezuñas y los cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico , se aplicó al amoníaco el nombre de "espíritu de cuerno de ciervo". ^{[19] [46]}

El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Black en 1756 haciendo reaccionar sal amoniacal ( cloruro de amonio ) con magnesia calcinada ( óxido de magnesio ). ^{[47] [48]} Fue aislado de nuevo por Peter Woulfe en 1767, ^{[49] [50]} por Carl Wilhelm Scheele en 1770 ^[51] y por Joseph Priestley en 1773 y lo denominó "aire alcalino". ^{[19] [52]} Once años después, en 1785, Claude Louis Berthollet determinó su composición. ^{[53] [19]}

El proceso de Haber-Bosch para producir amoníaco a partir del nitrógeno en el aire fue desarrollado por Fritz Haber y Carl Bosch en 1909 y patentado en 1910. Se utilizó por primera vez a escala industrial en Alemania durante la Primera Guerra Mundial , ^[54] siguiendo a los aliados bloqueo que cortó el suministro de nitratos desde Chile . El amoníaco se utilizó para producir explosivos para sostener los esfuerzos de guerra. ^[55]

Antes de la disponibilidad del gas natural, el hidrógeno como precursor de la producción de amoníaco se producía mediante la electrólisis del agua o mediante el proceso de cloro-álcali .

Con el advenimiento de la industria del acero en el siglo XX, el amoníaco se convirtió en un subproducto de la producción de carbón coquizable.

Usos

Fertilizante

En los EE. UU. A partir de 2019, aproximadamente el 88% del amoníaco se utilizó como fertilizante, ya sea en forma de sales, soluciones o anhidro. ^[13] Cuando se aplica al suelo, ayuda a proporcionar mayores rendimientos de cultivos como el maíz y el trigo. ^{[56] El} 30% del nitrógeno agrícola que se aplica en los EE. UU. Está en forma de amoníaco anhidro y en todo el mundo se aplican 110 millones de toneladas cada año. ^[57]

Precursor de compuestos nitrogenados

El amoníaco es directa o indirectamente el precursor de la mayoría de los compuestos que contienen nitrógeno. Prácticamente todos los compuestos nitrogenados sintéticos se derivan del amoníaco. Un derivado importante es el ácido nítrico . Este material clave se genera mediante el proceso de Ostwald por oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino a 700–850 ° C (1,292–1,562 ° F), ≈9 atm. El óxido nítrico es un intermedio en esta conversión: ^[58]

NH ₃ + 2 O ₂ → HNO ₃ + H ₂ O

El ácido nítrico se utiliza para la producción de fertilizantes , explosivos y muchos compuestos organonitrógenos.

El amoníaco también se usa para producir los siguientes compuestos:

• Hidrazina , en el proceso Olin Raschig y el proceso de peróxido
• Cianuro de hidrógeno , en el proceso BMA y el proceso Andrussow
• Hidroxilamina y carbonato de amonio , en el proceso Raschig
• Fenol , en el proceso Raschig-Hooker
• Urea , en el proceso de urea de Bosch-Meiser y en la síntesis de Wöhler
• Aminoácidos , utilizando la síntesis de aminoácidos de Strecker
• Acrilonitrilo , en el proceso de Sohio

El amoníaco también se puede usar para producir compuestos en reacciones que no se nombran específicamente. Los ejemplos de tales compuestos incluyen: perclorato de amonio , nitrato de amonio , formamida , tetróxido de dinitrógeno , alprazolam , etanolamina , carbamato de etilo , hexametilentetramina y bicarbonato de amonio .

Como limpiador

El amoníaco doméstico es una solución de NH ₃ en agua y se usa como limpiador de uso general para muchas superficies. Debido a que el amoníaco produce un brillo relativamente libre de rayas, uno de sus usos más comunes es limpiar vidrio, porcelana y acero inoxidable. También se usa con frecuencia para limpiar hornos y remojar artículos para aflojar la suciedad horneada. El amoníaco doméstico varía en concentración en peso de 5 a 10% de amoníaco. ^{[59] Los} fabricantes estadounidenses de productos de limpieza deben proporcionar la hoja de datos de seguridad del material del producto que enumera la concentración utilizada. ^[60]

Fermentación

En la industria de la fermentación se utilizan soluciones de amoniaco que oscilan entre el 16% y el 25% como fuente de nitrógeno para los microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación.

Agente antimicrobiano para productos alimenticios

Ya en 1895, se sabía que el amoníaco era "fuertemente antiséptico ... requiere 1,4 gramos por litro para conservar el té de carne ". ^[61] En un estudio, el amoníaco anhidro destruyó el 99,999% de las bacterias zoonóticas en 3 tipos de alimentos para animales , pero no en el ensilado . ^{[62] [63]} Actualmente, el amoníaco anhidro se usa comercialmente para reducir o eliminar la contaminación microbiana de la carne de res . ^{[64] [65] La} carne magra de textura fina (conocida popularmente como " limo rosa ") en la industria de la carne de vacuno se elabora a partir de recortes de carne grasosa.(c. 50-70% de grasa) quitando la grasa usando calor y centrifugación , luego tratándola con amoníaco para matar la E. coli . El proceso fue considerado efectivo y seguro por el Departamento de Agricultura de EE. UU. Con base en un estudio que encontró que el tratamiento reduce la E. coli a niveles indetectables. ^[66] Ha habido preocupaciones sobre la seguridad del proceso, así como quejas de los consumidores sobre el sabor y el olor de la carne de vacuno tratada con amoníaco. ^[67]

Usos menores y emergentes

Refrigeración - R717

Debido a las propiedades de vaporización del amoníaco, es un refrigerante útil . ^[54] Se usaba comúnmente antes de la popularización de los clorofluorocarbonos (freones). El amoníaco anhidro se usa ampliamente en aplicaciones de refrigeración industrial y pistas de hockey debido a su alta eficiencia energética y bajo costo. Sufre la desventaja de la toxicidad y requiere componentes resistentes a la corrosión, lo que restringe su uso doméstico y a pequeña escala. Junto con su uso en la refrigeración moderna por compresión de vapor , se utiliza en una mezcla junto con hidrógeno y agua en refrigeradores de absorción . El ciclo de Kalina, que es de creciente importancia para las plantas de energía geotérmica, depende del amplio rango de ebullición de la mezcla amoníaco-agua. El refrigerante de amoníaco también se usa en el radiador S1 a bordo de la Estación Espacial Internacional en dos bucles que se usan para regular la temperatura interna y permitir experimentos dependientes de la temperatura. ^{[68] [69]}

La importancia potencial del amoníaco como refrigerante ha aumentado con el descubrimiento de que los CFC y HFC ventilados son gases de efecto invernadero extremadamente potentes y estables. ^[70]

Para la remediación de emisiones gaseosas

El amoníaco se usa para depurar el SO ₂ de la quema de combustibles fósiles, y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para usarlo como fertilizante. El amoníaco neutraliza los contaminantes de óxido de nitrógeno (NO _x ) emitidos por los motores diesel. Esta tecnología, denominada SCR ( reducción catalítica selectiva ), se basa en un catalizador a base de vanadia . ^[71]

Se puede usar amoníaco para mitigar los derrames gaseosos de fosgeno . ^[72]

Como combustible

Tranvía con motor de gas amoniacal en Nueva Orleans dibujado por Alfred Waud en 1871.

El avión X-15 usó amoníaco como combustible de un componente de su motor de cohete.

La densidad de energía bruta del amoníaco líquido es de 11,5 MJ / L, ^[73] que es aproximadamente un tercio de la del diésel . Existe la oportunidad de convertir el amoníaco nuevamente en hidrógeno, donde se puede usar para alimentar celdas de combustible de hidrógeno o se puede usar directamente dentro de celdas de combustible de amoníaco directo de óxido sólido de alta temperatura para proporcionar fuentes de energía eficientes que no emiten gases de efecto invernadero . ^{[74] [75]} La conversión de amoníaco en hidrógeno mediante el proceso de amida de sodio , ^[76] ya sea para combustión o como combustible para una celda de combustible de membrana de intercambio de protones , ^[73]es posible. La conversión a hidrógeno permitiría el almacenamiento de hidrógeno a casi el 18 % en peso en comparación con ~ 5% para el hidrógeno gaseoso a presión.

Se han propuesto y utilizado ocasionalmente motores de amoniaco o motores de amoniaco, que utilizan amoniaco como fluido de trabajo . ^[77] El principio es similar al utilizado en una locomotora sin fuego , pero con amoníaco como fluido de trabajo, en lugar de vapor o aire comprimido. Los motores de amoníaco fueron utilizados experimentalmente en el siglo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y la línea de tranvía St. Charles Avenue en Nueva Orleans en las décadas de 1870 y 1880, ^[78] y durante la Segunda Guerra Mundial, el amoníaco se usó para impulsar autobuses en Bélgica. ^[79]

A veces se propone el amoníaco como una alternativa práctica al combustible fósil para motores de combustión interna . ^{[79] [80] [81]} Su índice de octanaje alto de 120 ^[82] y su temperatura de llama baja ^[83] permite el uso de relaciones de compresión altas sin penalización por una producción alta de NOx. Dado que el amoníaco no contiene carbono, su combustión no puede producir dióxido de carbono , monóxido de carbono , hidrocarburos ni hollín .

Aunque la producción de amoníaco genera actualmente el 1.8% de las emisiones globales de CO2, un informe de la Royal Society de 2020 ^[84] afirma que se puede producir amoníaco "verde" utilizando hidrógeno con bajo contenido de carbono (hidrógeno azul e hidrógeno verde). La descarbonización total de la producción de amoníaco y el logro de los objetivos netos cero son posibles para 2050.

Sin embargo, el amoníaco no se puede usar fácilmente en los motores de ciclo Otto existentes debido a su rango de inflamabilidad muy estrecho , y también existen otras barreras para el uso generalizado de automóviles. En términos de suministro de amoníaco crudo, se tendrían que construir plantas para aumentar los niveles de producción, lo que requeriría importantes fuentes de capital y energía. Aunque es el segundo producto químico más producido (después del ácido sulfúrico), la escala de producción de amoníaco es una pequeña fracción del uso mundial del petróleo. Podría fabricarse a partir de fuentes de energía renovables, carbón o energía nuclear. La presa Rjukan de 60 MW en Telemark , Noruega, produjo amoníaco durante muchos años a partir de 1913, proporcionando fertilizante para gran parte de Europa.

A pesar de esto, se han realizado varias pruebas. En 1981, una empresa canadiense convirtió un Chevrolet Impala de 1981 para que funcionara con amoníaco como combustible. ^{[85] [86]} En 2007, una camioneta de la Universidad de Michigan impulsada por amoníaco condujo desde Detroit a San Francisco como parte de una demostración, requiriendo solo un llenado en Wyoming. ^[87]

En comparación con el hidrógeno como combustible , el amoníaco es mucho más eficiente energéticamente y podría producirse, almacenarse y suministrarse a un costo mucho menor que el hidrógeno, que debe mantenerse comprimido o como líquido criogénico. ^{[73] [88]}

Los motores de los cohetes también se han alimentado con amoníaco. El motor de cohete Reaction Motors XLR99 que impulsaba el avión de investigación hipersónico X-15 usaba amoníaco líquido. Aunque no es tan potente como otros combustibles, no dejó hollín en el motor cohete reutilizable y su densidad coincide aproximadamente con la densidad del oxidante, el oxígeno líquido, que simplificó el diseño de la aeronave.

A principios de agosto 2018, los científicos de Australia 's Científica e Industrial Research Organisation (CSIRO) anunció el éxito del desarrollo de un proceso para la liberación de hidrógeno a partir de amoníaco y la cosecha que al ultra alta pureza como combustible para automóviles. Esto usa una membrana especial. Dos vehículos de demostración de pila de combustible tienen la tecnología, un Hyundai Nexo y un Toyota Mirai . ^[89]

En 2020, Arabia Saudita envió cuarenta toneladas métricas de "amoníaco azul" líquido a Japón para su uso como combustible. ^[90] Fue producido como subproducto por las industrias petroquímicas y se puede quemar sin emitir gases de efecto invernadero . Su densidad de energía en volumen es casi el doble que la del hidrógeno líquido. Si el proceso de creación se puede ampliar a través de recursos puramente renovables, produciendo amoníaco verde, podría marcar una gran diferencia para evitar el cambio climático . ^[91] La empresa ACWA Power y la ciudad de Neom han anunciado la construcción de una planta ecológica de hidrógeno y amoníaco en 2020. ^[92]

El amoníaco verde se considera un combustible potencial para futuros buques portacontenedores. En 2020, las empresas DSME y MAN Energy Solutions anunciaron la construcción de un barco a base de amoníaco, DSME planea comercializarlo para 2025. ^[93]

Como estimulante

Signo anti - met en el tanque de amoníaco anhidro, Otley, Iowa . El amoníaco anhidro es un fertilizante agrícola común que también es un ingrediente crítico en la producción de metanfetamina. En 2005, Iowa utilizó el dinero de la subvención para entregar miles de candados para evitar que los delincuentes ingresaran a los tanques. ^[94]

El amoníaco, como vapor liberado por las sales aromáticas , ha encontrado un uso significativo como estimulante respiratorio. El amoníaco se usa comúnmente en la fabricación ilegal de metanfetamina a través de una reducción de Birch . ^[95] El método de Birch para fabricar metanfetamina es peligroso porque el metal alcalino y el amoníaco líquido son extremadamente reactivos, y la temperatura del amoníaco líquido lo hace susceptible a una ebullición explosiva cuando se agregan reactivos. ^[96]

Textil

El amoníaco líquido se utiliza para el tratamiento de materiales de algodón, dando propiedades como mercerización , utilizando álcalis. En particular, se utiliza para el prelavado de lana. ^[97]

Levantando gas

A temperatura y presión estándar, el amoníaco es menos denso que la atmósfera y tiene aproximadamente un 45-48% del poder de elevación del hidrógeno o el helio . A veces se ha utilizado amoníaco para llenar globos meteorológicos como gas de elevación . Debido a su punto de ebullición relativamente alto (en comparación con el helio y el hidrógeno), el amoníaco podría potencialmente refrigerarse y licuarse a bordo de un dirigible para reducir la sustentación y agregar lastre (y devolverse a un gas para agregar sustentación y reducir lastre).

Carpintería

Ver también: humo de amoniaco

Se ha utilizado amoníaco para oscurecer el roble blanco aserrado a cuartos en los muebles Arts & Crafts y Mission. Los vapores de amoniaco reaccionan con los taninos naturales de la madera y hacen que cambie de color. ^[98]

Precauciones de seguridad

El oleoducto de amoníaco más largo del mundo (aproximadamente 2400 km de largo), ^{[99] que} va desde la planta de TogliattiAzot en Rusia hasta Odessa en Ucrania.

La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional de EE. UU . (OSHA) ha establecido un límite de exposición de 15 minutos para el amoníaco gaseoso de 35 ppm por volumen en el aire ambiental y un límite de exposición de 8 horas de 25 ppm por volumen. ^[100] El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH) redujo recientemente el IDLH (Inmediatamente Peligroso para la Vida y la Salud, el nivel al que un trabajador sano puede estar expuesto durante 30 minutos sin sufrir efectos irreversibles en la salud) de 500 a 300. sobre interpretaciones más conservadoras recientes de la investigación original en 1943. Otras organizaciones tienen niveles de exposición variables. Estándares de la Marina de los EE. UU. [Oficina de buques de EE. UU. 1962] concentraciones máximas permitidas (MAC): exposición continua (60 días): 25 ppm / 1 hora: 400 ppm.^[101] El vapor de amoníaco tiene un olor fuerte, irritante y acre que actúa como una advertencia de una exposición potencialmente peligrosa. El umbral de olor promedio es de 5 ppm, muy por debajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy altas de amoníaco gaseoso puede provocar daño pulmonar y la muerte. ^[100] El amoníaco está regulado en los Estados Unidos como un gas no inflamable, pero cumple con la definición de material que es tóxico por inhalación y requiere un permiso de seguridad peligrosa cuando se transporta en cantidades superiores a 13,248 L (3,500 galones). ^[102]

El amoníaco líquido es peligroso porque es higroscópico y porque puede causar quemaduras cáusticas . Consulte Transportista de gas § Efectos sobre la salud de cargas específicas transportadas en transportadores de gas para obtener más información.

Toxicidad

La toxicidad de las soluciones de amoníaco no suele causar problemas a los humanos ni a otros mamíferos, ya que existe un mecanismo específico para evitar su acumulación en el torrente sanguíneo. El amoníaco se convierte en carbamoil fosfato por la enzima carbamoil fosfato sintetasa , y luego entra en el ciclo de la urea para incorporarse a los aminoácidos o excretarse en la orina. ^{[103] Los} peces y los anfibios carecen de este mecanismo, ya que generalmente pueden eliminar el amoníaco de sus cuerpos por excreción directa. El amoníaco, incluso en concentraciones diluidas, es altamente tóxico para los animales acuáticos, por lo que está clasificado como peligroso para el medio ambiente..

El amoníaco es un componente del humo del tabaco . ^[104]

Coquización de aguas residuales

El amoníaco está presente en las corrientes de aguas residuales de coquización, como subproducto líquido de la producción de coque a partir del carbón . ^[105] En algunos casos, el amoníaco se descarga al medio marino donde actúa como contaminante. La acería de Whyalla en Australia del Sur es un ejemplo de una instalación de producción de coque que descarga amoníaco en aguas marinas. ^[106]

Acuicultura

Se cree que la toxicidad del amoníaco es una causa de pérdidas inexplicables en los criaderos de peces. El exceso de amoníaco puede acumularse y causar alteraciones del metabolismo o aumentos en el pH corporal del organismo expuesto. La tolerancia varía entre las especies de peces. ^[107] En concentraciones más bajas, alrededor de 0.05 mg / L, el amoníaco no ionizado es dañino para las especies de peces y puede resultar en un crecimiento deficiente y tasas de conversión alimenticia, reducción de la fecundidad y fertilidad y aumento del estrés y la susceptibilidad a infecciones y enfermedades bacterianas. ^[108] Expuestos a un exceso de amoníaco, los peces pueden sufrir pérdida de equilibrio, hiperexcitabilidad, aumento de la actividad respiratoria y absorción de oxígeno y aumento de la frecuencia cardíaca. ^[107]En concentraciones superiores a 2.0 mg / L, el amoníaco causa daño a las branquias y tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y muerte. ^{[107] [109] Los} experimentos han demostrado que la concentración letal para una variedad de especies de peces varía de 0,2 a 2,0 mg / l. ^[109]

Durante el invierno, cuando se administran alimentos reducidos a las poblaciones de acuicultura, los niveles de amoníaco pueden ser más altos. Las temperaturas ambientales más bajas reducen la tasa de fotosíntesis de las algas, por lo que las algas presentes eliminan menos amoníaco. Dentro de un entorno de acuicultura, especialmente a gran escala, no existe un remedio de acción rápida para los niveles elevados de amoníaco. Se recomienda la prevención en lugar de la corrección para reducir el daño a los peces de piscifactoría ^[109] y en los sistemas de aguas abiertas, el medio ambiente circundante.

Información de almacenamiento

Similar al propano , el amoníaco anhidro hierve por debajo de la temperatura ambiente cuando está a presión atmosférica. Un recipiente de almacenamiento con capacidad para 250  psi (1,7  MPa ) es adecuado para contener el líquido. ^[110] El amoníaco se utiliza en numerosas aplicaciones industriales diferentes que requieren recipientes de almacenamiento de acero al carbono o acero inoxidable. El amoníaco con al menos 0,2 por ciento en peso de contenido de agua no es corrosivo para el acero al carbono. Los tanques de almacenamiento de construcción de acero al carbono NH3 con 0.2 por ciento en peso o más de agua podrían durar más de 50 años en servicio. ^[111] Nunca se debe permitir que los compuestos de amonio entren en contacto con bases. (a menos que sea en una reacción intencionada y contenida), ya que podrían liberarse cantidades peligrosas de gas amoniaco.

Uso doméstico

Las soluciones de amoníaco (5–10% en peso) se utilizan como limpiadores domésticos, especialmente para vidrio. Estas soluciones son irritantes para los ojos y las membranas mucosas (tracto respiratorio y digestivo) y, en menor medida, la piel. Se debe tener cuidado de que el producto químico nunca se mezcle con ningún líquido que contenga lejía, ya que puede producirse un gas tóxico. La mezcla con productos que contienen cloro u oxidantes fuertes, como lejía doméstica , puede generar cloraminas . ^[112]

Uso de laboratorio de soluciones de amoníaco

Muestra de ácido clorhídrico que libera vapores de HCl, que reaccionan con vapores de amoníaco para producir un humo blanco de cloruro de amonio.

Los peligros de las soluciones de amoníaco dependen de la concentración: las soluciones de amoníaco "diluidas" suelen ser del 5 al 10% en peso (<5,62 mol / L); Las soluciones "concentradas" se preparan normalmente a> 25% en peso. Una solución al 25% (en peso) tiene una densidad de 0,907 g / cm ³ , y una solución que tiene una densidad más baja estará más concentrada. La clasificación de la Unión Europea de las soluciones de amoníaco se da en la tabla.

Concentración por peso (p / p)	Molaridad	Concentración masa / volumen (p / v)	Clasificación	Frases R
5-10%	2,87–5,62 mol / L	48,9–95,7 g / L	Irritante ( Xi )	R36 / 37/38
10-25%	5,62-13,29 mol / L	95,7 a 226,3 g / L	Corrosivo ( C )	R34
> 25%	> 13,29 mol / L	> 226,3 g / L	Corrosivo ( C ) Peligroso para el medio ambiente ( N )	R34 , R50

Frases S : (S1 / 2) , S16 , S36 / 37/39 , S45 , S61 .

El vapor de amoníaco de las soluciones concentradas de amoníaco es muy irritante para los ojos y el tracto respiratorio, y estas soluciones solo deben manipularse en una campana extractora. Las soluciones saturadas ("0.880" - ver #Propiedades ) pueden desarrollar una presión significativa dentro de una botella cerrada en climas cálidos, y la botella debe abrirse con cuidado; esto no suele ser un problema para las soluciones al 25% ("0,900").

Las soluciones de amoníaco no deben mezclarse con halógenos , ya que se forman productos tóxicos y / o explosivos. El contacto prolongado de soluciones de amoníaco con sales de plata , mercurio o yoduro también puede conducir a productos explosivos: tales mezclas a menudo se forman en análisis inorgánicos cualitativos y deben acidificarse ligeramente pero no concentrarse (<6% p / v) antes de su eliminación una vez finalizada la prueba esta completado.

Uso de laboratorio de amoníaco anhidro (gas o líquido)

El amoníaco anhidro está clasificado como tóxico ( T ) y peligroso para el medio ambiente ( N ). El gas es inflamable ( temperatura de autoignición : 651 ° C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16-25%). El límite de exposición permisible (PEL) en los Estados Unidos es 50  ppm (35 mg / m ³ ), mientras que la concentración IDLH se estima en 300 ppm. La exposición repetida al amoníaco reduce la sensibilidad al olor del gas: normalmente el olor es detectable a concentraciones de menos de 50 ppm, pero las personas insensibilizadas pueden no detectarlo incluso a concentraciones de 100 ppm. Anhidro corroe de amoníaco de cobre - y zinc que contienealeaciones , por lo que no se deben utilizar accesorios de latón para manipular el gas. El amoníaco líquido también puede atacar el caucho y ciertos plásticos.

El amoniaco reacciona violentamente con los halógenos. El triyoduro de nitrógeno , un alto explosivo primario , se forma cuando el amoníaco entra en contacto con el yodo . El amoniaco provoca la polimerización explosiva del óxido de etileno . También forma compuestos fulminantes explosivos con compuestos de oro , plata , mercurio , germanio o telurio y con estibina . También se han notificado reacciones violentas con acetaldehído , soluciones de hipoclorito , ferricianuro de potasio.y peróxidos .

Síntesis y producción

Esta sección trata sobre síntesis industrial. Para la síntesis en ciertos organismos, consulte § Biosíntesis .

Ver también: producción de amoniaco

Tendencia de producción de amoníaco entre 1947 y 2007

El amoníaco es uno de los productos químicos inorgánicos más producidos, con una producción mundial de 175 millones de toneladas en 2018. ^[13] China representó el 28,5% de esa cantidad, seguida de Rusia con el 10,3%, Estados Unidos con el 9,1% e India con el 6,7%. %. ^[13]

Antes del comienzo de la Primera Guerra Mundial , la mayor parte del amoníaco se obtenía por destilación en seco ^[113] de productos nitrogenados de desechos vegetales y animales, incluido el estiércol de camello , donde se destilaba mediante la reducción de ácido nitroso y nitritos con hidrógeno; además, fue producido por la destilación del carbón , y también por la descomposición de sales de amonio por hidróxidos alcalinos ^[114] como la cal viva : ^[115]

2 NH ₄ Cl + 2 CaO → CaCl 2 + Ca (OH) ₂ + 2 NH _{3 ( g )}

Para síntesis de laboratorio a pequeña escala, se puede calentar urea e hidróxido de calcio :

(NH ₂ ) ₂ CO + Ca (OH) ₂ → CaCO ₃ + 2 NH ₃

Proceso de Haber-Bosch

Artículo principal: proceso Haber-Bosch

La producción masiva de amoníaco utiliza principalmente el proceso Haber-Bosch , una reacción en fase gaseosa entre el hidrógeno (H ₂ ) y el nitrógeno (N ₂ ) a una temperatura moderadamente elevada (450 ° C) y alta presión (100 atmósferas estándar (10 MPa) ): ^[116]

${\displaystyle {\ce {N2 + 3 H2 -> 2 NH3}}\quad \Delta H^{\circ }=-91.8~{\text{kJ/mol}}}$

Esta reacción es exotérmica y da como resultado una disminución de la entropía, lo que significa que la reacción se ve favorecida a temperaturas más bajas ^[117] y presiones más altas. ^[118] Esto lo hace difícil y costoso de lograr, ya que las temperaturas más bajas dan como resultado una cinética de reacción más lenta (por lo tanto, una velocidad de reacción más lenta ) ^[119] y la alta presión requiere recipientes a presión de alta resistencia ^[120] que no se debilitan por la fragilización del hidrógeno . Además, el nitrógeno diatómico está unido por un triple enlace excepcionalmente fuerte , que lo hace bastante inerte. ^[121]Tanto el rendimiento como la eficiencia del proceso Haber-Bosch son bajos, lo que significa que el amoníaco producido debe separarse y extraerse continuamente para que la reacción se desarrolle a un ritmo apreciable. ^{[122] En} combinación con la energía necesaria para producir hidrógeno ^{[nota 1]} y nitrógeno atmosférico purificado, la producción de amoníaco es un proceso que consume mucha energía y consume del 1 al 2% de la energía mundial, el 3% de las emisiones mundiales de carbono, ^[124] y 3 a 5% del consumo de gas natural. ^[125]

Amoníaco líquido como disolvente

Ver también: solvente inorgánico no acuoso

El amoniaco líquido es el disolvente ionizante no acuoso más conocido y más estudiado. Su propiedad más conspicua es su capacidad para disolver metales alcalinos para formar soluciones eléctricamente conductoras muy coloreadas que contienen electrones solvatados . Aparte de estas notables soluciones, gran parte de la química del amoníaco líquido puede clasificarse por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas. La comparación de las propiedades físicas del NH ₃ con las del agua muestra que el NH ₃ tiene el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, la viscosidad , la constante dieléctrica y la conductividad eléctrica más bajos ; esto se debe, al menos en parte, al enlace de hidrógeno más débil en el NH ₃y porque dicha unión no puede formar redes reticuladas, ya que cada NH ₃ molécula sólo tiene un par solitario de electrones en comparación con dos para cada H ₂ O molécula. La constante de auto- disociación iónica del NH ₃ líquido a -50 ° C es aproximadamente 10 ^-33 .

Un tren que transportaba amoníaco anhidro.

Solubilidad de sales

	Solubilidad (g de sal por 100 g de NH 3 líquido )
Acetato de amonio	253,2
Nitrato de amonio	389,6
Nitrato de litio	243,7
Nitrato de sodio	97,6
Nitrato de potasio	10,4
Fluoruro de sodio	0,35
Cloruro de sodio	157,0
Bromuro de sodio	138,0
Yoduro de sodio	161,9
Tiocianato de sodio	205,5

El amoníaco líquido es un disolvente ionizante, aunque menos que el agua, y disuelve una variedad de compuestos iónicos, incluidos muchos nitratos , nitritos , cianuros , tiocianatos , complejos de ciclopentadienilo metálico y bis (trimetilsilil) amidas metálicas . ^[126] La mayoría de las sales de amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones líquidas de amoníaco. La solubilidad de las sales de haluro aumenta de fluoruro a yoduro . Una solución saturada de nitrato de amonio ( solución de Divers , que lleva el nombre de Edward Divers) contiene 0,83 moles de soluto por mol de amoniaco y tiene una presión de vapor de menos de 1 bar incluso a 25 ° C (77 ° F).

Soluciones de metales

Ver también: Electrón solvatado

El amoníaco líquido disolverá todos los metales alcalinos y otros metales electropositivos como Ca , ^[127] Sr , Ba , Eu e Yb (también Mg mediante un proceso electrolítico ^[128] ). A bajas concentraciones (<0.06 mol / L), se forman soluciones de color azul profundo: estas contienen cationes metálicos y electrones solvatados , electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.

Estas soluciones son muy útiles como agentes reductores fuertes. A concentraciones más altas, las soluciones tienen apariencia metálica y conductividad eléctrica. A bajas temperaturas, los dos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles .

Propiedades redox del amoníaco líquido

Ver también: Redox

	E ° (V, amoniaco)	E ° (V, agua)
Li + + e - ⇌ Li	−2,24	−3,04
K + + e - ⇌ K	−1,98	−2,93
Na + + e - ⇌ Na	−1,85	−2,71
Zn 2+ + 2e - ⇌ Zn	−0,53	−0,76
NH 4 + + e - ⇌ 1 / 2 H 2 + NH 3	0,00	-
Cu 2+ + 2e - ⇌ Cu	+0.43	+0,34
Ag + + e - ⇌ Ag	+0,83	+0,80

El rango de estabilidad termodinámica de las soluciones líquidas de amoníaco es muy estrecho, ya que el potencial de oxidación a dinitrógeno, E ° (N ₂ + 6NH ₄ ⁺ + 6e ^- ⇌ 8NH ₃ ), es solo +0.04 V. En la práctica, tanto la oxidación a El dinitrógeno y la reducción a dihidrógeno son lentos. Esto es particularmente cierto para las soluciones reductoras: las soluciones de los metales alcalinos mencionados anteriormente son estables durante varios días, descomponiéndose lentamente en la amida metálica.y dihidrógeno. La mayoría de los estudios que involucran soluciones de amoníaco líquido se realizan en condiciones reductoras; aunque la oxidación del amoniaco líquido suele ser lenta, todavía existe el riesgo de explosión, especialmente si están presentes iones de metales de transición como posibles catalizadores.

El papel del amoníaco en los sistemas biológicos y las enfermedades humanas

Principales síntomas de la hiperamonemia (el amoníaco alcanza concentraciones tóxicas). ^[129]

El amoníaco es tanto un desecho metabólico como una entrada metabólica en toda la biosfera . Es una fuente importante de nitrógeno para los sistemas vivos. Aunque abunda el nitrógeno atmosférico (más del 75%), pocas criaturas vivientes son capaces de utilizar este nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, gas N ₂ . Por lo tanto, la fijación de nitrógeno es necesaria para la síntesis de aminoácidos, que son los componentes básicos de las proteínas . Algunas plantas dependen del amoníaco y otros desechos nitrogenados incorporados al suelo por la materia en descomposición. Otras, como las legumbres fijadoras de nitrógeno , se benefician de las relaciones simbióticas con los rizobios.que crean amoniaco a partir del nitrógeno atmosférico. ^[130]

Biosíntesis

En ciertos organismos, el amoníaco se produce a partir del nitrógeno atmosférico mediante enzimas llamadas nitrogenasas . El proceso general se llama fijación de nitrógeno . Se ha realizado un intenso esfuerzo para comprender el mecanismo de fijación biológica del nitrógeno; el interés científico en este problema está motivado por la estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste en un conjunto de Fe ₇ MoS ₉ . ^[131]

El amoníaco también es un producto metabólico de la desaminación de aminoácidos catalizada por enzimas como la glutamato deshidrogenasa 1 . La excreción de amoníaco es común en los animales acuáticos. En los humanos, se convierte rápidamente en urea , que es mucho menos tóxica, particularmente menos básica . Esta urea es un componente importante del peso seco de la orina . La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles excretan ácido úrico únicamente como desechos nitrogenados.

En fisiología

El amoníaco también juega un papel en la fisiología animal tanto normal como anormal . Se biosintetiza mediante el metabolismo normal de los aminoácidos y es tóxico en altas concentraciones. El hígado convierte el amoníaco en urea a través de una serie de reacciones conocidas como ciclo de la urea . La disfunción hepática, como la que se observa en la cirrosis , puede provocar cantidades elevadas de amoníaco en la sangre ( hiperamonemia ). Asimismo, los defectos en las enzimas responsables del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa , provocan hiperamonemia. La hiperamonemia contribuye a la confusión y el coma de la encefalopatía hepática., así como la enfermedad neurológica común en personas con defectos del ciclo de la urea y acidurias orgánicas . ^[132]

El amoníaco es importante para el equilibrio ácido / base animal normal. Después de la formación de amonio a partir de glutamina , el α-cetoglutarato puede degradarse para producir dos iones bicarbonato , que luego están disponibles como tampones para los ácidos dietéticos. El amonio se excreta en la orina, lo que resulta en una pérdida neta de ácido. El amoníaco puede difundirse por sí mismo a través de los túbulos renales, combinarse con un ion hidrógeno y permitir así una mayor excreción de ácido. ^[133]

Excreción

Artículo principal: Excreción

Los iones de amonio son un producto de desecho tóxico del metabolismo de los animales . En peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente al agua. En mamíferos, tiburones y anfibios, en el ciclo de la urea se convierte en urea , porque es menos tóxica y se puede almacenar de manera más eficiente. En aves, reptiles y caracoles terrestres, el amonio metabólico se convierte en ácido úrico , que es sólido y, por lo tanto, puede excretarse con una mínima pérdida de agua. ^[134]

Rangos de referencia para análisis de sangre , comparando el contenido de amoníaco en sangre (mostrado en amarillo cerca del medio) con otros componentes

En astronomía

El amoníaco se encuentra en las atmósferas de los planetas gigantes exteriores como Júpiter (amoníaco al 0.026%), Saturno (amoníaco al 0.012%) y en las atmósferas y hielos de Urano y Neptuno.

Se ha detectado amoníaco en las atmósferas de los planetas gigantes , incluido Júpiter , junto con otros gases como metano, hidrógeno y helio . El interior de Saturno puede incluir cristales congelados de amoníaco. ^[135] Se encuentra naturalmente en Deimos y Fobos , las dos lunas de Marte .

Espacio interestelar

El amoníaco se detectó por primera vez en el espacio interestelar en 1968, basándose en las emisiones de microondas de la dirección del núcleo galáctico . ^[136] Esta fue la primera molécula poliatómica en ser detectada. La sensibilidad de la molécula a una amplia gama de excitaciones y la facilidad con la que se puede observar en varias regiones ha hecho del amoníaco una de las moléculas más importantes para el estudio de las nubes moleculares . ^[137] La intensidad relativa de las líneas de amoníaco se puede utilizar para medir la temperatura del medio emisor.

Se han detectado las siguientes especies isotópicas de amoníaco:

NH ₃ , ¹⁵ NH ₃ , NH ₂ D , NHD ₂ y ND ₃

La detección de amoníaco triplemente deuterado se consideró una sorpresa ya que el deuterio es relativamente escaso. Se cree que las condiciones de baja temperatura permiten que esta molécula sobreviva y se acumule. ^[138]

Desde su descubrimiento interestelar, el NH ₃ ha demostrado ser una herramienta espectroscópica invaluable en el estudio del medio interestelar. Con una gran cantidad de transiciones sensibles a una amplia gama de condiciones de excitación, el NH ₃ se ha detectado astronómicamente de forma amplia; su detección se ha informado en cientos de artículos de revistas. A continuación se enumera una muestra de artículos de revistas que destaca la gama de detectores que se han utilizado para identificar el amoníaco.

El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para varias áreas de investigación en las últimas décadas. Algunos de estos se describen a continuación e implican principalmente el uso de amoníaco como termómetro interestelar.

Mecanismos de formación interestelar

La abundancia interestelar de amoníaco se ha medido en una variedad de entornos. Se ha estimado que la relación [NH ₃ ] / [H ₂ ] varía de 10 ⁻⁷ en pequeñas nubes oscuras ^[139] hasta 10 ⁻⁵ en el núcleo denso del Complejo de Nube Molecular de Orión . ^[140] Aunque se han propuesto un total de 18 rutas de producción totales, ^[141] el principal mecanismo de formación del NH ₃ interestelar es la reacción:

NH ₄ ⁺ + e ^- → NH ₃ + H ·

La constante de velocidad, k , de esta reacción depende de la temperatura del ambiente, con un valor de 5,2 × 10 ⁻⁶ a 10 K. ^[142] La constante de velocidad se calculó a partir de la fórmula . Para la reacción de formación primaria, a  = ${\displaystyle k=a(T/300)^{B}}$1,05 × 10 ⁻⁶ y B  = −0,47 . Suponiendo unaabundancia deNH ₄ ⁺ de 3 × 10 ⁻⁷ y una abundancia de electrones de 10 ⁻⁷ típica de las nubes moleculares, la formación procederá a una velocidad de1.6 × 10 ⁻⁹  cm ⁻³ s ⁻¹ en una nube molecular de densidad total10 ⁵  cm ⁻³ . ^[143]

Todas las demás reacciones de formación propuestas tienen constantes de velocidad de entre 2 y 13 órdenes de magnitud más pequeñas, lo que hace que su contribución a la abundancia de amoníaco sea relativamente insignificante. ^[144] Como ejemplo de la contribución menor que juegan otras reacciones de formación, la reacción:

H ₂ + NH ₂ → NH ₃ + H

tiene una constante de velocidad de 2,2 × 10 ⁻¹⁵ . Suponiendo densidades de H ₂ de 10 ⁵ y una relación [NH ₂ ] / [H ₂ ] de 10 ⁻⁷ , esta reacción avanza a una velocidad de 2,2 × 10 ⁻¹² , más de 3 órdenes de magnitud más lenta que la reacción primaria anterior.

Algunas de las otras posibles reacciones de formación son:

H ^- + NH ₄ ⁺ → NH ₃ + H ₂

PNH ₃ ⁺ + e ^- → P + NH ₃

Mecanismos de destrucción interestelar

Hay 113 reacciones propuestas en total que conducen a la destrucción del NH ₃ . De estos, 39 se tabularon en tablas extensas de la química entre compuestos de C, N y O. ^[145] Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación: ^[137]

NH 3 + H 3 + → NH 4 + + H 2

( 1 )

NH 3 + HCO + → NH 4 + + CO

( 2 )

con constantes de velocidad de 4,39 × 10 ^{−9 [146]} y 2,2 × 10 ⁻⁹ , ^[147] respectivamente. Las ecuaciones anteriores ( 1 , 2 ) se ejecutan a una tasa de 8,8 × 10 ⁻⁹ y 4,4 × 10 ⁻¹³ , respectivamente. Estos cálculos asumieron las constantes de velocidad y abundancias dadas de [NH ₃ ] / [H ₂ ] = 10 ⁻⁵ , [H ₃ ⁺ ] / [H ₂ ] = 2 × 10 ⁻⁵ , [HCO ⁺ ] / [H ₂ ] = 2 × 10 ⁻⁹ , y densidades totales de n = 10 ⁵, típico de nubes moleculares frías y densas. ^[148] Claramente, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación ( 1 ) es la reacción de destrucción dominante, con una velocidad ≈10.000 veces más rápida que la ecuación ( 2 ). Esto se debe a la abundancia relativamente alta de H ₃ ⁺ .

Detecciones de antena única

Las observaciones de radio de NH ₃ del radiotelescopio Effelsberg de 100 m revelan que la línea de amoníaco está separada en dos componentes: una cresta de fondo y un núcleo no resuelto. El fondo se corresponde bien con las ubicaciones previamente detectadas de CO. ^[149] El telescopio Chilbolton de 25 m en Inglaterra detectó firmas de radio de amoníaco en regiones H II , máseres HNH ₂ O , objetos HH y otros objetos asociados con la formación de estrellas. Una comparación de los anchos de las líneas de emisión indica que las velocidades turbulentas o sistemáticas no aumentan en los núcleos centrales de las nubes moleculares. ^[150]

Se observó radiación de microondas de amoníaco en varios objetos galácticos, incluidos W3 (OH), Orion A , W43, W51 y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta tasa de detección indica que esta es una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia. ^[151]

Estudios interferométricos

VLA observaciones de NH ₃ en siete regiones con alta velocidad salidas gaseosos revelaron condensaciones de menos de 0,1 pc en L1551, S140, y Cepheus A . Se detectaron tres condensaciones individuales en Cepheus A, una de ellas con una forma muy alargada. Pueden jugar un papel importante en la creación del flujo de salida bipolar en la región. ^[152]

Se obtuvieron imágenes de amoníaco extragaláctico usando el VLA en IC 342 . El gas caliente tiene temperaturas superiores a 70 K, lo que se infirió a partir de las proporciones de la línea de amoníaco y parece estar estrechamente asociado con las porciones más internas de la barra nuclear que se ven en el CO. ^{[153] El} NH ₃ también fue monitoreado por VLA hacia una muestra de cuatro galácticos Regiones HII ultracompactas: G9.62 + 0.19, G10.47 + 0.03, G29.96-0.02 y G31.41 + 0.31. Sobre la base de los diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que, en general, estos grupos son probablemente los sitios de formación de estrellas masivas en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacta. ^[154]

Detecciones infrarrojas

Se registró absorción a 2,97 micrómetros debido al amoníaco sólido de los granos interestelares en el Objeto Becklin-Neugebauer y probablemente también en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de las líneas de absorción de hielo relacionadas y poco comprendidas anteriormente. ^[155]

Se obtuvo un espectro del disco de Júpiter del Observatorio Aerotransportado de Kuiper , que cubre el rango espectral de 100 a 300 cm ^-1 . El análisis del espectro proporciona información sobre las propiedades medias globales del gas amoniaco y una neblina de hielo de amoniaco. ^[156]

Se examinó un total de 149 posiciones de nubes oscuras en busca de evidencia de "núcleos densos" mediante el uso de la línea de inversión rotatoria (J, K) = (1,1) de NH ₃ . En general, los núcleos no tienen forma esférica, con relaciones de aspecto que oscilan entre 1,1 y 4,4. También se encuentra que los núcleos con estrellas tienen líneas más anchas que los núcleos sin estrellas. ^[157]

Se ha detectado amoníaco en la Nebulosa Draco y en una o posiblemente dos nubes moleculares, que están asociadas con los cirros infrarrojos galácticos de alta latitud . El hallazgo es significativo porque pueden representar los lugares de nacimiento de las estrellas de tipo B de metalicidad de la Población I en el halo galáctico que podrían haber nacido en el disco galáctico. ^[158]

Observaciones de nubes oscuras cercanas

Al equilibrar la emisión estimulada con la emisión espontánea, es posible construir una relación entre la temperatura de excitacióny densidad. Además, dado que los niveles de transición de amoníaco pueden aproximarse mediante un sistema de 2 niveles a bajas temperaturas, este cálculo es bastante simple. Esta premisa se puede aplicar a las nubes oscuras, regiones sospechosas de tener temperaturas extremadamente bajas y posibles sitios para la formación de estrellas en el futuro. Las detecciones de amoníaco en nubes oscuras muestran líneas muy estrechas, indicativas no solo de bajas temperaturas, sino también de un bajo nivel de turbulencia en las nubes internas. Los cálculos de relación de línea proporcionan una medida de la temperatura de las nubes que es independiente de las observaciones de CO anteriores. Las observaciones de amoníaco fueron consistentes con las mediciones de CO de temperaturas de rotación de ≈10 K. Con esto, se pueden determinar las densidades, y se han calculado para que oscilen entre 10 ⁴ y 10 ⁵ cm ⁻³en nubes oscuras. El mapeo de NH ₃ da tamaños de nubes típicos de 0.1 pc y masas cercanas a 1 masa solar. Estos núcleos fríos y densos son los sitios de futura formación estelar.

Regiones UC HII

Las regiones HII ultracompactas se encuentran entre los mejores trazadores de la formación de estrellas de gran masa. El material denso que rodea las regiones UCHII es probablemente principalmente molecular. Dado que un estudio completo de la formación de estrellas masivas implica necesariamente la nube a partir de la cual se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular circundante. Dado que este material molecular se puede resolver espacialmente, es posible limitar las fuentes de calentamiento / ionización, temperaturas, masas y tamaños de las regiones. Los componentes de velocidad con desplazamiento Doppler permiten la separación de distintas regiones de gas molecular que pueden rastrear flujos de salida y núcleos calientes que se originan en la formación de estrellas.

Detección extragaláctica

Se ha detectado amoníaco en galaxias externas, ^{[159] [160]} y midiendo simultáneamente varias líneas, es posible medir directamente la temperatura del gas en estas galaxias. Las relaciones de línea implican que las temperaturas del gas son cálidas (≈50 K) y se originan en nubes densas con tamaños de decenas de pc. Esta imagen es consistente con la imagen dentro de nuestra galaxia, la Vía Láctea : se forman núcleos moleculares densos y calientes alrededor de estrellas recién formadas incrustadas en nubes más grandes de material molecular en la escala de varios cientos de pc (nubes moleculares gigantes; GMC).

Ver también

• Amoníaco (página de datos)
• Fuente de amoníaco  : un tipo de demostración química
• Producción de amoniaco
• Solución de amoniaco  - Compuesto químico
• Costo de la electricidad por fuente  - Comparación de costos de diferentes fuentes de generación de electricidad
• Formación de gas  - Mezcla de hidrógeno y nitrógeno
• Proceso Haber  - Proceso principal de producción de amoniaco
• Hidrazina  : un líquido inflamable incoloro con olor similar al amoníaco.
• Purificación de agua  : proceso de eliminación de sustancias químicas indeseables, contaminantes biológicos y sólidos en suspensión del agua.

Notas

1. El hidrógeno necesario para la síntesis de amoníaco se produce con mayor frecuencia a través de la gasificación de material que contiene carbono, principalmente gas natural, pero otras posibles fuentes de carbono incluyen carbón, petróleo, turba, biomasa o desechos. En 2012, la producción mundial de amoníaco producido a partir de gas natural mediante el proceso de reformado con vapor fue del 72 por ciento. ^[123] El hidrógeno también se puede producir a partir del agua y la electricidad mediante electrólisis : en un momento, la mayor parte del amoníaco de Europa se producía en la planta hidroeléctrica de Vemork . Otras posibilidades incluyen la producción de hidrógeno biológico o la fotólisis , pero en la actualidad, el reformado con vapor de gas natural es el medio más económico de producir hidrógeno en masa.

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Obras citadas

• "Aqua Amoniaco" . airgasspecialtyproducts.com. Archivado desde el original el 19 de noviembre de 2010 . Consultado el 28 de noviembre de 2010 .
•  Este artículo incorpora texto de una publicación que ahora es de dominio público :  Chisholm, Hugh, ed. (1911). " Amoníaco ". Encyclopædia Britannica . 1 (11ª ed.). Prensa de la Universidad de Cambridge. págs. 861–863.
• Clark, Jim (abril de 2013) [2002]. "EL PROCESO HABER" . Consultado el 15 de diciembre de 2018 .

Lectura adicional

• Bretherick, L., ed. (1986). Peligros en el laboratorio químico (4ª ed.). Londres: Royal Society of Chemistry. ISBN 978-0-85186-489-1. OCLC  16985764 .
• Greenwood, Norman N .; Earnshaw, Alan (1997). Química de los Elementos (2ª ed.). Butterworth-Heinemann . ISBN 978-0-08-037941-8.
• Housecroft, CE; Sharpe, AG (2000). Química inorgánica (1ª ed.). Nueva York: Prentice Hall. ISBN 978-0-582-31080-3.
• Weast, RC, ed. (1972). Manual de Química y Física (53ª ed.). Cleveland, OH: Chemical Rubber Co.

Enlaces externos

Wikimedia Commons tiene medios relacionados con el amoníaco .

• Tarjeta internacional de seguridad química 0414 (amoníaco anhidro), ilo.org.
• Tarjeta internacional de seguridad química 0215 (soluciones acuosas), ilo.org.
• CID 222 de PubChem
• "Ammoniac et solutions aqueuses" (en francés). Institut National de Recherche et de Sécurité. Archivado desde el original el 11 de diciembre de 2010.
• Respuesta de emergencia a la liberación de fertilizantes de amoníaco (derrames) para el Departamento de Agricultura de Minnesota. Ammoniaspills.org
• Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional - Página de amoníaco , cdc.gov
• Guía de bolsillo de NIOSH sobre peligros químicos: amoníaco , cdc.gov
• Amoniaco, video

• v
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• mi

Sales y derivados covalentes del ion nitruro

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