Amoníaco

De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a: navegación, búsqueda
Commons-emblem-notice.svg
 
Amoníaco
Ammonia-2D-dimensions.png
Estructura química.
Ammonia-3D-balls-A.png
Estructura tridimensional.
Nombre (IUPAC) sistemático
Azano
General
Otros nombres Nitruro de Hidrógeno
Nitruro de Trihidrógeno
Espíritus de Hartshorn
Nitro-Sil
Vaporole
Gas de amonio
AM-FOL
Corna'e Sierbo
Fórmula molecular NH3
Identificadores
Número CAS 7664-41-7[1]
Número RTECS BO0875000 (anhidro)
BQ9625000 (soluciones)
PubChem 134988186
Propiedades físicas
Estado de agregación Gas
Apariencia Incoloro
Olor penetrante y desagradable
Densidad 0.73 kg/m3; 0,00073 g/cm3
Masa molar 17,03 g/mol
Punto de fusión 195,42 K (-78 °C)
Punto de ebullición 239,81 K (-33 °C)
Punto de descomposición 773 K (500 °C)
Temperatura crítica 405,5 K (132 °C)
Presión crítica 111,52 atm
Índice de refracción 1,355
Propiedades químicas
Acidez 9,24 pKa
Solubilidad en agua 89,9 g/100 ml (0 °C)
Momento dipolar 1,42 D
Termoquímica
ΔfH0gas -45,92 kJ/mol kJ/mol
ΔfH0líquido -40,2 kJ/mol kJ/mol
S0gas, 1 bar 192,77 J/mol·K J·mol-1·K
Calor específico 4,700 kJ/kg·K (liq)
80,08 kJ/mol·K cal/g
Peligrosidad
Punto de inflamabilidad 284 K (11 °C)
NFPA 704

NFPA 704.svg

1
3
0
 
Temperatura de autoignición 924 K (651 °C)
Frases R R10, R23, R34, R50
Frases S (S1/2), S9, S16, S26, S36/37/39, S45, S61
Límites de explosividad 15–28 %
Riesgos
Ingestión Es peligroso. Síntomas incluyen náusea y vómitos; daño a los labios, boca y esófago.
Inhalación Los vapores son extremadamente irritantes y corrosivos.
Piel Disoluciones concentradas pueden producir quemaduras severas y necrosis.
Ojos Puede causar daños permanentes, incluso en cantidades pequeñas.
Más información Hazardous Chemical Database
Compuestos relacionados
Hidruros relacionados Arsina
Fosfina
Estibina
Bismutina
Hidruros de nitrógeno relacionados Hidrazina
Ácido azothídrico
Otros compuestos Hidróxido de amonio
Valores en el SI y en condiciones estándar
(25 °C y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.

El amoníaco, amoniaco, azano, espíritu de Hartshorn o gas de amonio es un compuesto químico cuya molécula consiste en un átomo de nitrógeno (N) y tres átomos de hidrógeno (H) de acuerdo con la fórmula NH3.

Según la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia, los pares electrónicos de valencia del nitrógeno en la molécula se orientan hacia los vértices de un tetraedro, distribución característica cuando existe hibridación sp3. Existe un par solitario, por lo que la geometría de la molécula es piramidal trigonal (grupo puntual de simetría C3v). En disolución acuosa se puede comportar como una base y formarse el ion amonio, NH4+, con un átomo de hidrógeno en cada vértice de un tetraedro.

El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Es fácilmente soluble y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida.

La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.

La mayor parte (más del 80 %) del amoníaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas.

Su nombre fue dado por el químico sueco Torbern Bergman al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, en Libia y viene del griego, ammōniakón, que significa lo perteneciente a Amón. [2] [3]

Usos y aplicaciones[editar]

Dependiendo de la concentración del amoníaco, éste puede usarse para fines distintos:[4]

  • El amoníaco concentrado al 15 % se usa para limpieza doméstica como desengrasante.
  • Concentrado al 25 % o más el amoníaco es usado para fines industriales.

Es importante no mezclar amoníaco con hipoclorito de sodio (lejía) ya que reaccionaría generando un gas irritante y muy tóxico.

Ambiente[editar]

El amoníaco es fácilmente biodegradable. Las plantas lo absorben con gran facilidad eliminándolo del medio, de hecho es un nutriente muy importante para su desarrollo.

Aunque concentraciones muy altas en el agua, como todo nutriente, puede causar graves daños en un río o estanque, ya que el amoníaco interfiere en el transporte de oxígeno por el agua. Es una fuente importante de nitrógeno que necesitan las plantas y los animales. Las bacterias que se encuentran en los intestinos pueden producir amoníaco. Una de ellas es la Helicobacter pylori, causante de gastritis y úlcera péptica.

Efectos nocivos en el organismo[editar]

Inhalación[editar]

En concentraciones elevadas irrita la garganta, inflama los pulmones, daña las vías respiratorias y los ojos. Según aumenta la concentración puede llegar a producir edema pulmonar ( El edema pulmonar a menudo es causado por insuficiencia cardíaca congestiva. Cuando el corazón no es capaz de bombear sangre al cuerpo de manera eficiente, ésta se puede represar en las venas que llevan sangre a través de los pulmones hasta el lado izquierdo del corazón.

A medida que la presión en estos vasos sanguíneos se incrementa, el líquido es empujado hacia los espacios de aire (alvéolos) en los pulmones. Este líquido reduce el movimiento normal del oxígeno a través de los pulmones. Esto y el aumento de la presión pueden llevar a dificultad para respirar) o la muerte cuando supera las 5000 ppm. Si la persona inhaló el tóxico, trasládela inmediatamente a un sitio donde pueda tomar aire fresco, e inmediatamente después acudir rápidamente al médico.

Contacto con la piel[editar]

El amoníaco puede producir irritación de la piel, sobre todo si la piel se encuentra húmeda. Además, puede llegar a quemar y ampollar la piel al cabo de unos pocos segundos de exposición con concentraciones atmosféricas superiores a 300 ppm. Si el químico está en la piel o en los ojos, enjuague con agua abundante al menos por 15 minutos.

Ingestión[editar]

Este compuesto es gaseoso en condiciones atmosféricas normales siendo poco probable su ingestión. Sin embargo, en caso de producirse, puede destruir la mucosa gástrica, provocando severas patologías e incluso la muerte. Si la persona ingirió el químico, suminístrele agua o leche inmediatamente, a menos que el médico haya dado otras instrucciones. No suministre leche ni agua si el paciente presenta síntomas que dificulten la deglución ( problemas al tragar ), tales como vómitos, convulsiones o disminución de la lucidez mental.

Tratamientos en los pacientes[editar]

  • Broncoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las quemaduras en las vías respiratorias y en los pulmones.
  • Endoscopia: colocación de una cámara a través de la garganta para observar las quemaduras en el esófago y el estómago.
  • Líquidos por vía intravenosa (IV).
  • Medicamentos para tratar los síntomas.
  • Medicamento para neutralizar el efecto del tóxico (un antídoto).
  • Oxígeno y soporte respiratorio.
  • Desbridamiento cutáneo (extirpación quirúrgica de la piel quemada).
  • Lavado de la piel (irrigación), quizá con intervalos de pocas horas durante varios días.

Amoniaco líquido como disolvente[editar]

El amoniaco líquido es el disolvente de ionización no acuoso más conocido y estudiado. Su propiedad más llamativa es su capacidad para disolver metales alcalinos formando disoluciones con mucho color y conductoras de la electricidad conteniendo electrones solvatados. La constante de disociación iónica del amoniaco a -50°C es de aproximadamente 10−33 mol2·l−2.

Síntesis industrial[editar]

El NH3 se obtiene por el método denominado proceso Haber-Bosch (Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premio Nobel de Química en los años 1918 y 1931). El proceso consiste en la reacción directa entre el dinitrógeno y el dihidrógeno gaseosos

N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH° = -46,2 kJ/mol ΔS° < 0

25 °C K = 6,8.10¬5 atm 850 °C K = 7,8.10¬-2 atm

Manejo del producto[editar]

  • Límite inflamable inferior: 19 % en volumen.
  • Límite inflamable superior: 25 % en volumen.
  • Temperatura de autoignición: 651 °C.
  • Extinción del fuego: riego de agua o niebla de agua, dióxido de carbono, espuma de alcohol, productos químicos secos.
  • Medidas de control: protección respiratoria adecuada como máscaras o equipos de respiración asistida. Procedimientos de trabajo seguro. Fuentes para el lavado de los ojos y duchas de seguridad en el lugar de trabajo.
  • Manipular con guantes.
  • No ingerir.

Producto de limpieza[editar]

El clorhidrato de amoníaco es un exitoso producto de limpieza. Su efectividad consiste en sus propiedades como desengrasante lo que lo hace útil para eliminar manchas difíciles. Se utiliza como limpiahogar diluido en agua. También es efectivo para la limpieza de manchas en ropa, telas, alfombras, etc. El amoníaco es capaz de quitar el brillo al barniz y la cera por lo que se utiliza en tareas de decapado de muebles.[5] Durante su utilización debe evitarse la mezcla con lejía, porque contiene hipoclorito de sodio, que reacciona con el amoníaco produciendo cloramina, un gas irritante y muy tóxico.[6]

Fertilizante agrícola[editar]

En forma de amoníaco anhidro tiene un uso como fertilizante aumentando los niveles de nitrógeno del suelo.

Referencias[editar]

  1. Número CAS
  2. «ammoniac definition» (en inglés). Consultado el 26 de junio de 2009. «ammōniakón (neut. of ammōniakós of Ammon; see -i-, -ac ), applied to a salt and a gum resin prepared near the Shrine of Ammon in Libya».
  3. «ammonia» (en inglés). Consultado el 27 de junio de 2009. «In 1782 the term ‘ammonia’ was coined for this colourless, pungent gas by the Swedish chemist, Torbern Bergman.».
  4. http://www.elblogdevadequimica.com/index.php/2013/05/10/amoniaco/
  5. El amoníaco, un excepcional desinfectante y quitamanchas. Su inhalación en altas dosis puede ser perjudicial para la salud. Consumer Eroski. Consultado el 23 de abril de 2009.
  6. Seguridad en el uso del amoníaco. State Compensation Insurance Fund. Consultado el 23 de abril de 2009.

Enlaces externos[editar]