Amoníaco

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Amoníaco
Ammonia-2D-dimensions.png
Estructura química.
Ammonia-3D-balls-A.png
Estructura tridimensional.
Nombre IUPAC
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 estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular NH3
Identificadores
Número CAS 7664-41-7[1]
Número RTECS BO0875000 (anhidro)
BQ9625000 (soluciones)
PubChem 134988186
Propiedades físicas
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 (nD) 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
Capacidad calorífica (C) 4,700 kJ/kg·K (liq)
80,08 kJ/mol·K
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.
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El amoníaco, amoniaco, azano, espíritu de Hartshorn o gas de amonio es un compuesto químico de nitrógeno con la fórmula química NH3. Es un gas incoloro con un característico olor acre. El amoníaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de comida y fertilizante. El amoníaco directa o indirectamente, es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y también es usado en diversos productos comerciales de limpieza. Pese a su gran uso, el amoníaco es cáustico y peligroso. La producción industrial del amoníaco del 2012 se anticipó a ser 198 000 000 toneladas, siendo un 35% de incremento con respecto al año 2006, con 146 500 000 toneladas.[2]

NH3 ebulle a los -33.34 °C con una presión de una atmósfera, esto ayuda a que se pueda conservarlo en estado líquido bajo presión con bajas temperaturas. El amoníaco casero o Hidróxido de amoníaco es una solución de NH3 en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30% por peso de amoníaco) estando en típicas concentraciones altas del producto commercial.[3]

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.

Por su pH alcalino, es capaz de reaccionar con ácidos produciendo sales de amonio.

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.[4] [5]

Índice

Aparición natural[editar]

El amoníaco es encontrado en pequeñas cantidades en la atmósfera, siendo producido por la putrefacción de la materia nitrogenada proveniente de plantas y animales. El amoníaco y sales de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, donde el cloruro de amonio y sulfato de amonio se encuentran en zonas volcánicas; los cristales de bicarbonato de amonio se han encontrado en la Patagonia, guano. El riñón secreta amoníaco para neutralizar el exceso de ácido.[6] Las sales de amoníaco se encuentran distribuídas a través de suelo fértil y en el océano. El amoníaco también se encuentra a través del Sistema Solar en Pluto, Marte, Júpiter, Saturno, Urano y Neptuno. Las sustancias que contienen amoníaco, o aquellas que son similar a él, se llaman amoniacal .

Propiedades[editar]

El amoníaco es un gas incoloro con un olor desagradable. Es más ligero que el aire, su denisdad es 0.589 veces que el de el aire de la atmósfera. Es fácilmente condensado por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido ebulle a -33.3 °C y se congela a los -77.7 °C en cristales blancos.[7]

El amoníaco se puede desodorizar fácilmente reaccionando con bicarbonato de sodio o ácido acético. Ambas reacciones forman sales de amoníaco sin olor.

Sólido
la simetría del cristal es cúbico, Su símbolo pearson es CP16, grupo espacial P213 No.198, constante de red 0.5125 nm.[8]
Líquido
el amoníaco líquido posee fuertes fuerzas ionizantes reflejando su alta constante dieléctrica de 22. El amoníaco líquido tiene una muy alta entalpía de vaporización (23.35 kJ/mol, cf. agua 40.65 kJ/mol, metano 8.19 kJ/mol, fosfina 14.6 kJ/mol) y puede ser usado en laboratorios en vasos no aislados sin refrigeración.
Propiedades disolventes
el amoníaco es miscible con agua. En una solución acuosa, puede salir con ebullición. La solución acuosa de amoníaco es una base. La concentración máxima de amoníaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm3 y es frecuentemente sabido como 'amoníaco 0.880'. El amoníaco no se quema ni sostiene combustión, excepto bajo estrechas mezclas de combustible de 15 a 25% de aire.
Combustión
cuando se mezcla oxígeno, se quema con una llama de color verde amarillento pálido. En una alta temperatura y en la presencia de un catalizador, el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. La combustión ocurre cuando la clorina pasa a amonio, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno; si la clorina esta en exceso, se forma el explosivo tricloruro de nitrógeno (NCl3).

Estructura[editar]

La molécula de amoníaco tiene una forma trigonal piramidal, como lo predice la valencia de electrones shell de la teoría de repulsión de los pares, con un ángulo de enlace determinado de 106.7º.[9] El átomo central de nitrógeno 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 son acomodan tetraédricamente. Tres de esos pares de electrones se usan como enlaces pares, lo que deja un par de electrones. El par de electrones libres repelan más fuerte los pares de enlaces, entonces, el ángulo del enlace es 109.5º, como se espera por un acomodo tetrahedral, pero es medido con 106.7º.[9] El átomo de nitrógeno en la molécula tiene un par de electrones libres, lo cual provoca que el amoníaco sea una base, aceptador de protones. Esta forma le da a la molécula un momento dipolo y lo hace una Molécula polar. La polaridad de la molécula y, especialmente, su habilidad para formar puentes de hidrógeno, hace que el amoníaco sea altamente miscible en agua. El amoníaco es moderadamente básico, una solución acuosa a 1.0 Molar tiene un pH de 11.6 y si un ácido fuerte es agregado a la solución hasta que la solución alcance un pH neutral (pH=7), 99.4% de las moléculas amoníaco se protonan. La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de NH4+. Lo resultante tiene una forma regular y es isoelectrónico con metano.

La molécula de amoníaco fácilmente experimenta inversión del nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es que cuando una sombrilla gira al revés en un fuerte viento. La barrera de energía a esta inversión es de 24.7 kJ/mol, y la frecuencia resonante es de 23.79 Hz, correspondiente a la radicación de un microondas con una longitud de onda de 1.260 cm. La absorción a esta frecuencia fue la primera espectroscopia de microondas observada.[10]

Anfotericidad[editar]

Una de las características más importantes del amoníaco es su basicidad. El amoníaco es considerado una base débil. Se combina con ácidos para formar sales; sin embargo, con Ácido clorhídrico forma Cloruro de Amonio; con Ácido nítrico, Nitrato de amonio, etc. De cualquier modo, amoníaco perfectamente seco no se combina con Cloruro de hidrógeno completamente seco; la humedad es necesaria para que se lleve a cabo la reacción[11] Como una demostración del experimento, las botellas abiertas con amoníaco concentrado y ácido clorhídrico producen nubes de cloruro de amonio, que parecen aparecer "de la nada" mientras las sales forman donde las dos nubes de difusión de las moléculas se encuentran, en algún lugar entre las dos botellas.

NH3 + HCl → NH4Cl

Las sales producidas por acción del amoníaco en ácidos son conocidos como Compuesto de amonio, lo cuales contienen el ión de amonio. (NH4+).

Aunque el amoníaco es conocido como base débil, también funciona como un ácido muy débil. Es una sustancia prótica is es capaz de formas amidas (las cuales contienen a nH2 ion). Por ejemplo, El litio disuelto en amoníaco líquido para dar una solución de Litio Amida.

Li + NH3 → LiNH2 + ½ H2

Auto disociación[editar]

Así como el agua, el amoníaco sufre autoionización molecular para formar sus bases y ácido conjugados.

2 NH
3
(aq) está en equilibrio con NH+
4
(aq) + NH
2
(aq)

En presión y temperatura estándar, K=[NH+
4
][NH
2
] = 10−30

Combustión[editar]

La combustión del amoníaco a nitrógeno y agua es una reacción exotérmica:

4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O (g) (ΔH°r = −1267.20 kJ/mol)

El Poder calorífico, ΔH°c, expresado por mol de amoníaco y con una condensación de agua formada, es -382.81kJ/mol. Dinitrógeno es el produco termodinámico de una combustión: Todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto a N2 and O2, el cual es el principio detrás del convertido catalítico. Como sea, los óxidos de nitrógeno pueden ser formados por productos cinéticos en la presencia de una catálisis apropiada, una reacción de gran importancia industrial en la producción de Ácido nítrico:

4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O

Una reacción subsecuente lleva NO2

2 NO + O2 → 2 NO2

La combustión de amoníaco en aire es muy difícil en la ausencia de un catalizador, pues la temperatura de la flama es normalmente menor que la de encendido de la mezcla de amoníaco con aire. El rango flameable de amoníaco en el aire es del 16% al 25%.[12]

Formación de otros compuestos[editar]

En química orgánica, el amoníaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución nucleofílica. Se pueden formar aminas por la reacción del amoníaco con Haloalcanos, aunque el -NH2 resultando es también nucleofílico y aminas secundarias y terciarias se forman como subproductos. Un exceso de amoníaco ayuda a minimizar sustituciones múltiples, y neutraliza a los haluros de hidrógenos formados. La Metilamina es preparada comercialmente por la reacción de amoníaco con clorometano, y la reacción de amoníaco con ácido 2-bromopropanoico se ha usado para preparar alanina racémica en un rendimiento al 70%. La Etanolamina se prepara por una reacción de oxidación con etileno: la reacción a veces permite producir dietalonamina y trietalonamina.

Las amidas pueden ser preparas por una reacción de amoníaco con derivados ácidos carboxílicos. El cloruro de acilo es el más reactivo, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble para neutralizar el ácido clorhídrico formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales amonio de ácidos carboxílicos pueden estar deshidratadas en amidas tanto tiempo que no haya térmicamente grupos sensitivos presentes: temperaturas de 150 °C a 200 °C son requeridas.

El hidrógeno en el amoníaco puede ser reemplazado por metales, así el magnesio quema en el gas con la formación de nitrato de magnesio Mg3N2, y cuando el gas pasa sobre sodio o potasio sobre calentado, sodamida, NaNH2, y potasamida, KNH2, se forman. Donde necesariamente en nomenclatura IUPAC, se prefiere "azano" como nombre del anomníaco: por lo tanto la cloramina se llamaría "cloroazano", no cloroamoníaco. El amoníaco pentavalaente es conocido como λ5-amino, o más comúnmente como hídrico de amonio. Es sólido cristalino es estable solamente en altas presiones, y se descompone de nuevo en amoníaco trivalente y gas hidrógeno en condiciones normales. Se ha investigado esta sustancia como posible combustible en 1966.[13]

Amoníaco como ligando[editar]

El amoníaco puede funcionar como un ligando en complejo de metales de transición. Es un donor-σ, en medio de las series espectroquímicas, y muestra un comportamiento intermedio en duro-blando. Algunos complejos de amoníaco incluyen 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH3)4(H2O)2]2+), ([Ag(NH3)2]+) que es la especie activa del agente de Tollen's. La formación de este complejo también puede distinguirse entre precipitados de diferentes haluros de plata: Cloruro de plata (AgCl) es soluble en una solución de amoníaco diluído (2M), el bromuro de plata (AgBr) es soluble solo en una solución de amoníaco concentrado, donde el yoduro de plata (AgCl) es insoluble en amoníaco líquido.

Los complejos de cromo se conocieron en el siglo XIX, y formaron la base de la teoría revolucionaria de Alfred Werner, sobre la estructura de la coordinación de compuestos. Werner notó solamente dos isómeros ("fac"- y "mer"-) del complejo [CrCl3(NH3)3] puede formarse, y concluyó que los ligados deben estar acomodados alrededor de los iones de metales en los vertices de un octahedron. Esta propuesta ha disido confirmada desde entonces por la Cristalografía de rayos X

Un amoníaco ligando unido a un ión metal es marcadamente más ácido que una molécula libre de amoníaco, aunque la desprotonación en una solución acuosa aún es raro.Un ejemplo es la reacción Calomel:

Hg2Cl2 + 2 NH3 → Hg + HgCl(NH2) + NH4+ + Cl

Amoníaco en teoría de grupos[editar]

El grupo puntual para amoníaco es C3v cuando el eje mayor va a través del nitrógeno vertical. Cuando el eje mayor esta hilado ya sea en sentido de las manecillas del reloj o al contrarió, en 120º, cada hidrógeno se mueve en la locación previa de otro hidrógeno. Otro aspecto del grupo puntal de C3v incluye tres planos verticales de simetrías que intercepta al nitrógeno y a uno de los hidrógenos permitiendo a los otros dos que se reflejen el uno con otro.

La matriz matemática para este subgrupo particular es complicado desde que las matrices producidas por las rotaciones o las reflexiones son reducibles comparadas a otras matrices que son irreducibles. Por eso, una transformación similar debe ser hecha en cada porción de la matriz que es reducible. La transformación similar para el amoníaco viene de los cálculos del diagrama orbital molecular de simetría adaptado a una combinación lineal para la contribución de enlaces de cada uno de los hidrógenos.

Detección y determinación[editar]

Esta sección es sobre detección en el laboratorio.

Amoníaco en solución[editar]

El amoníaco y las sales de amonio pueden ser fácilmente detectadas, en rastros minutos, añadiendo la solución de Nessler, la cual le da una coloración amarilla en presentida del menor rastro amoníaco o sales de amonio. La cantidad de amoníaco en sales amonio puede ser estimado cuantitativamente por destilación de sales con hidróxido de sodio o hidróxido de potasio, el amoníaco evoluciona estando absorbido en un volumen conocido en ácido sulfúrico estándar y el exceso de ácido después determina el análisis volumétrico; o el amoníaco puede ser absorbido en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio se forma tan precipitado como el hexacloroplatinato de amonio, (NH4)2PtCl6.

Amoníaco gaseoso[editar]

Los palos de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en los sistemas de refrigeración de amoníaco. Cantidades más grandes pueden ser detectadas calentando las sales con un álcali cáustico o con óxido de calcio, cuando el olor característico del amoníaco sea aparente. El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite permitido de exposición es 25ppm, y letal arriba 500ppm.[14] Concentraciones más altas son difícilmente detectadas por detectores convencionales, el tipo de defectos se escoge de acuerdo a la sensibilidad requerida (semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones arriba del 12.5% en volumen.[15]

Nitrógeno amoniacal (NH3-N)[editar]

El nitrógeno amoniacal (NH3-N) es una medida comúnmente usada para examinar la cantidad de iones amonio, derivados naturalmente del amoníaco, y regresado a amoníaco por procesos orgánicos, en agua o desechos líquidos. Es una medida usada principalmente para cuantificar valores en el tratamiento de desperdicio y sistemas de purificación de agua, así como medida de la salud reservas de agua natural y hecha por el hombre. Se mide en unidades de mg/L (miligramos/Litros).

Historia[editar]

Este reactor de alta presión fue construido en 1921 por BSD en Ludwigshafen am Rhein y fue re-construido en las instalaciones de la Universidad de Karlsruhe en Alemania.

Los Romanos le dieron el nombre de 'sal ammoniacus' (sal de amoníaco) a los depósitos de cloruro de amoníaco colectados cerca del templo de Amun (en griego Ἄμμων" Ammon) en la antigua Libia por la proximidad del templo.[16] La sales de amoníaco se conocen desde tiempo antiguos; así es que el término de "Hammoniacus sal" aparece en las escrituras de Pliny,[17] aunque no se sabe si el término es idéntico al término moderno de "sal-ammoniac" (cloruro de amonio).[18]

En la forma de sal de amoníaco, el amoníaco fue importante en la alquimia medieval, como en el sigo XVIII, se mencionó por químico Persa Jābir ibn Hayyān,[19] y los alquimistas desde el siglo XIII, siendo mencionado por Albertus Magnus.[7] También fue utilizado por 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 podía ser obtenido por la acción de álcalis en sal de amoníaco. En un periodo posterior, cuando las sales de amoníaco se obtenían de la destilación de pezuñas y cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico.[20]

El amoniaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Priestley en 1774 y fue nombre por él como "aire alcalino".[21] Once años después en 1785, Claude Louis Berthollet encontró su composición.[7]

El proceso de Haber-Bosch produce amoníaco desde el nitrógeno en el aire, el cual fue desarrollado Fritz Haber y Carlo Bosch en 1909 y la patentaron en 1910. Su primer uso fue en una escala industrial en Alemania durante Primera Guerra Mundial.[2] El amoníaco fue usado para producir explosivos para sostener refuerzos de guerra.[22]

Anterior a la disponibilidad del gas natural barato, el hidrógeno como precursos de la producción de amoníaco se llevaba a cabo con electrolisis del agua o usando el proceso de cloro-álcali.

Usos[editar]

Fertilizante[editar]

Aproximadamente el 83% del amoníaco en el 2004 se utilizaba como fertilizantes o sales, soluciones o anhídridos. Cuando se aplicaba en suelo, ayudaba a incrementar el rendimiento de los cultivos como el maíz y el trigo. El 30% del nitrógeno agricultural usado en los Estados Unidos es en forma de anhídrido y en el mundo, 110 millones de toneladas se usan cada año.[23]

Precursor de compuestos de nitrógeno[editar]

El amoníaco es directa o indirectamente el precursor de la mayor parte de los compuestos que contienen nitrógeno. Virtualmente, todos los compuestos sintéticos de nitrógeno son derivados del amoníaco. Uno de los derivados más importantes el el ácido nítrico. El material clave se genera gracias al proceso de Ostwald por oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino, con una temperatura entre 700 °C y 800 °C y 9 atmósferas. El óxido nítrico es un intermediario en esta reacción.[24]

NH3 + 2 O2 → HNO3 + H2O

El ácido nítrico es usado para la producción de fertilizantes, explosivos, etc.

Limpiador[editar]

El amoníaco casero es una solución de NH3 en agua (hidróxido de amoníaco) usado con el propósito de limpiar superficies. Uno de sus usos más comunes es limpiar cristal, porcelana y acero inoxidable. También se usa frecuentemente para limpiar hornos y absorbiendo elementos para ablandar en la suciedad. El amoníaco casero tiene una concentración peso de 5 a 10% de amoníaco.

Fermentación[editar]

Soluciones de amoníaco de entre el 16% y el 25% se usan en fermentaciones industriales como fuente de nitrógeno para microorganismos y ajustar su pH durante la fermentación.

Agente antimicrobiano para alimentos[editar]

En 1895, se sabía que el amoníaco era un antiséptico fuerte... requiere 1.4 gramos por litro para preservar caldo.[25] En un estudio, amoníaco anhídrido destruyó 99.999% de bacterías zoonóticas (Zoonosis) en tres tipos de alimento para animales.[26] El anhídrido de amoníaco se usa actualmente para eliminar contaminación microbiana.[27] [28] La baba rosa esta hecha de recortes de carne grasosos removiéndoles la grasa con calor y centrifugación, luego tratándolo con amoníaco para matar a las E. coli en niveles indetectables.[29] Ha habido preocupaciones sobre la seguridad del proceso, así como las quejas de los consumidores sobre el sabor y su mal hedor.[30] De cualquier forma, ningún producto contiene amoníaco en cantidades cercanas a ser tóxicas para el ser humano

Fertilizante agrícola[editar]

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

Usos menores y emergentes[editar]

Refrigeración - R717[editar]

Gracias a las propiedades vaporización del amoníaco, es útil como un refrigerante.[2] Era usado comúnmente por la popularización del clorofluorocarbono. El amoníaco anhídrido es usado incansablemente en la industria de la refrigeración y para los pistas de hockey por su alta eficiencia de conversión de energía y bajo costo. No obstante, tiene la desventaja de ser tóxico, lo que le restringe su uso doméstico y a pequeña escala. Junto con su uso moderno de refrigeración por compresión de vapor, se utilizó junto con hidrógeno y agua en refrigeración de absorción. El ciclo de Kalina, depende ampliamente del rango de ebullición de la mezcla de amoníaco y agua.

Para remediación de emisión de gases[editar]

El amoníaco es usado para depurar SO2 de combustibles calientes, y el producto resultante es convertido sulfato de amoníaco para usarse como fertilizando. El amoníaco neutraliza la contaminación de los óxidos de nitrógenos (NOx) emitidos por los motores diésel. Esta tecnología, llamada SCR (Reducción Selectiva Catalítica), se basa en un catalizador a base de vanadio[31]
El amoníaco puede ser usado para mitigar derrames de gases de fosgeno.[32]

Como combustible[editar]

Motor de Gas amoniacal, dibujado por Alfred Waud in 1871.
La naveX-15 usó amoníaco como uno de los componentes del combustibles del motor del cohete.

El amoníaco fue usado durante la Segunda guerra mundial como combustible para camiones en Bélgica, y su motor y energía solar mayor a 1900. El amoníaco líquido también fue combustible de los motores de reacción XLR99 que prenderían X-15. Aunque no es un combustible fuerte, no deja duda en el uso del motor del cohete y su densidad aproximada coincide con la densidad el oxidan, oxígeno líquido, lo cual simplificó el diseño de la aeronave.

El amoníaco se ha propuesto como una alternativa práctica al combustible fósil para la combustión de motores internos.[33] El valor calorífico del amoníaco es 22.5 Mj/kg, que es aproximadamente la mitad del diesele. Un motor normal, en el cual el vapor del agua no se condensa, el valor calorífico el amoníaco sería menos del 21%.

El amoníaco no puede ser usado fácilmente en el ciclo de Otto por sus bajos niveles de octano. aunque con la menor de las modificaciones a los carburadores y una reducción drástica en el radio de compresión, lo cual requeriría nuevos pistones, un motor de gasolina puede funcionar exclusivamente con amoníaco, en una fracción baja de su poder antes de la conversión del consumo de combustibles más potentes.

El tanque de un automóvil puede almacenar amoníaco líquido siempre y cuando el tanque este presurizado apropiadamente, dependiendo de la temperatura. Dependiendo de las propiedades termodinámicas del amoníaco son tales que a -30 °C, la presión del tanque tendría que ser 27.5 psi, aproximadamente lo mismo que un neumático de un carro. A 30 °C tendría que ser 170 psi para mantener el amoníaco líquido. Si la presión del tanque fuera liberada, el amoníaco líquido se tornaría gaseoso y alzar la presión a ese nivel. Los compresores comunes de aire de neumáticos operan a esta presión, para que la presión del tanque no sea una barrera para el uso del combustible.

Como sea, hay otras barreras para extender su uso. En términos de suministros primos de amoníaco, las plantas tendrían que ser construidas para incrementar los niveles de producción, lo cual requeriría una inversión mayor monetaria y energética. Aun cuando es el segundo compuesto químico más producido, la escala de producción de amoníaco es una pequeña fracción del petróleo usado en el mundo. Puede ser manufacturo de energías renovables, así como la energía nuclear. Noruega produjo amoníaco con electrólisis de agua por muchos años desde 1913, produciendo fertilizando por Europa. Si se produce del carbono, el CO2 puede ser embargado, pero la captura y almacenamiento de las plantas de carbono aun no llegan ni a la fase de prototipo.

En 1981, una compañía Canadiense convirtió un Cheverolet Impala 1981 para que funcionara con amoníaco.[34] [35] Desde Detroit hasta San Francisco con una sola recarga de amoníaco.[36]

Los motores de amoníaco que usan el amoníaco como un fluido de trabajo, se han propuesto y usado ocasionalmente.[37] El principio es similar a el que se usa como locomoción, pero con el amoníaco se usa un fluido, en lugar de aire comprimido. Los motores de amoníaco se han usado experimentalmente en el sigo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y en Nueva Orleans.

Como estimulante[editar]

Signo de Anti-metanfetaminas de anhídrido de amoníaco, en Otley, Iowa. El anhídrido de amoníaco es común en fertilizantes e indispensable para fabricar anfetaminas.[38]

El amoníaco, como vapor liberado por sales aromáticas, tiene un uso importante como estimulante respiratorio. El amóniaco es comúnmente usado en la manufactura ilegal de metanfetaminas a través de una reducción de Birch.[39] El método Birch para hacer metanfetamina es peligroso porque son extremadamente reactivas los metales álcali y el amoníaco líquido, y la temperatura líquida del amoníaco lo hace susceptible a explotar cuando los reactivas son añadidos.[cita requerida]

Textil[editar]

El amoníaco líquido es usado para el tratamiento de materiales de algodón, dándole propiedades como mercerización, usando metales álcalis, se usa para prelavar lana.[40]

Gas de levantamiento[editar]

En una presión y temperatura estándar, el amoníaco es menos denso que una atmósfera, y tiene aproximadamente 60% de poder de levantamiento del hidrógeno o helio. El amoníaco se usa a veces para llenar globos meteorológicos como un gas de levantamiento, por su relativo alto punto de ebullición (comparado al helio o hidrógeno), el amoníaco potencialmente pude ser refrigerado y licuado en una nave para reducir la elevación y añadir lastre (y regresarlo como gas con el mismo fin).

Tratamiento de la madera[editar]

El amoníaco también se usa para oscurecer madera del roble blanco en muebles. Los vapores de amoníaco reaccionan con los taninos naturales en la madera, provocando un cambio de color.[41]

Precauciones de seguridad[editar]

La tubería de transporte de amoníaco más grande del mundo, fluyendo desde la planta TogliattiAzot, en Rusia hasta Odessa en Ucrania.

La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional de los Estados Unidos, ha delimitado un máximo de 15 minutos a la exposición del amoníaco líquido en 35 ppm por volumen en el aire del ambiente y 8 horas a 25 ppm por volumen.[42] El Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH), recientemente redujo el riesgo inmediato de vida y salud de 500 a 300 basados en interpretaciones conservativas más recientes de la investigación original en 1943. El riesgo inmediato a la vida y salud es el nivel en el que un trabajador sano pueda ser expuesto 30 minutos sin sufrir daños irreversibles a la salud. Otras organizaciones tienen niveles de exposición variante. Los estándares de la Marina estadounidense permitía concentraciones máximas de: Exposición continua (60 días) a 25 ppm, o una hora con 400 ppm.[43] El vapor de amoníaco tiene un hedor agudo, irritante y desagradable que actúa como prevención de potencial exposición peligrosa. El hedor promedio en el ambiente son 5 ppm, un nivel muy abajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy altas de gas de amoníaco puede dar como resultado daño en los pulmones, y posiblemente la muerte.[42] Aún cuando el amoníaco es regulado en los Estados Unidos como un gas no-flamable, aun entra en la defunción de un gas tóxico al inhalarlo y requiere seguridad específica al transportarlo en cantidades más grandes a 3,500 galones.[44]

Toxicidad[editar]

La toxicidad de las soluciones de amoníaco no suelen causar problemas a los humanos o a otros mamíferos, por un mecanismo específico que existe para prevenir su almacenamiento en la sangre. El amoníaco se convierte en fosfato de carbonilo por la enzima carbonil fosfato sintetasa, y luego entra al Ciclo de la Urea para ser incorporado a los aminoácidos o excretado en la orina. De cualquier modo, los peces y anfibios no tienen este mecanismo, pues normalmente eliminan el amoníaco de sus cuerpos con excreción directa. El amoníaco incluso en concentraciones diluidas es altamente tóxico para animales acuáticos, y por esa razón es clasificado "peligroso para el ambiente".

Acuicultura[editar]

Se cree que la toxicidad del amoníaco es una causa de la aun inexplorada pérdida de peces en criaderos. El exceso de amoníaco puede ser acumulado y causar alteraciones metabólicas o incrementar el pH en el cuerpo de el organismo expuesto. La tolerancia varía entre la diferentes especies de peces.[45] En concentraciones menores, alrededor de 0.05 mg/L, el amoníaco no-ionizado es dañino para los peces y puede provocar un descenso en el crecimiento de peces y en su dieta, reduce la fertilidad y fecundidad e incrementa el estrés y susceptibilidad a infecciones por bacterias y enfermedades.[46] La exposición a un exceso de amoníaco, los peces pueden sufrir pérdidas en el equilibrio, hiper-excitabilidad, incrementa actividad respiratoria, absorción de oxígeno y aumenta el ritmo cardiaco.[45] En concentraciones excediendo 2.00 mg/L, el amoníaco provoca branquia y daños en los tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y la muerte.[45] [47] Con experimentos se ha demostrado que la concentración letal para los peces en general varía de 0.2 a 2.00 mg/L[47]

Durante el invierno, cuando se reduce la alimentación administrada a las acuícolas, lo niveles de amoníaco pueden incrementar. Las temperaturas menores a la del ambiente reducen la tarifa de fotosíntesis de algas, por lo que menos amoníaco es removido por algas. En este tipo de ambiente, especialmente en larga escala, no hay remedios rápidos para tratar altos niveles de amoníaco. Se recomiendo prevención antes que corrección para reducir el daños a los peces[47] y en sistemas de agua abierta, el circundante ambiente.

Información de almacenamiento[editar]

Similar al propano, el amoníaco anhídrido ebulle con una temperatura menor a la del ambiente con una presión estándar. Un recipiente para almacenar amoníaco capaz de contenerlo en 250 psi, es apropiado para su almacenamiento.[48] Los compuestos de amoníaco no deben entrar en contacto con bases (salvo que se busque realizar una reacción química específica), pues se pueden liberar cantidades peligrosas de amoníaco.

Uso casero[editar]

Soluciones de amoníaco (5-10% por peso) se usan en limpiadores caseros, particularmente para cristal. Estas soluciones son irritante para los ojos y la membrana mucosa, y en una menor proporción para la piel. Se debe tener precaución en nunca mezclar estas soluciones con cualquier líquido que contenga blanqueadores, pues puede provocar un gas peligroso. Mezclarlo con productos que contengan clorina u oxidantes poderosos, como blanqueadores caseros, pueden llevar a producir gases peligrosos como la cloramina.[49]

Uso en el laboratorio de soluciones de amoníaco[editar]

El ácido clorhídrico liberando humo reaccionando con humo de amoníaco para producir humo blanco de cloruro de amonio.

Los peligros de soluciones de amoníaco dependen en su concentración: Soluciones con amoníaco "diluido" tienen usualmente entre 5-10% por peso (5.62 mol/l); las soluciones concentradas usualmente están preparadas con un aproximado del 25% por peso. Con un 25% en peso, la solución tiene una densidad de 0.907 g/cm3, y una solución que tiene una densidad menor estará más concentrada- La siguiente tabla clasifica las soluciones de amoníaco.

Concentración
by weight (w/w)
Molaridad Concentración
mass/volume (w/v)
Clasificación
5–10% 2.87–5.62 mol/L 48.9–95.7 g/L Irritant (Xi)
10–25% 5.62–13.29 mol/L 95.7–226.3 g/L Corrosive (C)
>25% >13.29 mol/L >226.3 g/L Corrosive (C)
Dangerous for
the environment (N)

El vapor de amoníaco de soluciones concentradas de amoníaco son severamente irritantes a los ojos y el tracto respiratorio, y estas soluciones solo pueden ser manejadas en una campana de humo. Soluciones saturadas ("0.880") pueden desarrollar una presión significativa en una botella cerrada en un clima cálido, y la botella deberá ser abierta con cuidado; esto no es normalmente un problema para soluciones al 25% ("0.900").

Las soluciones de amoníaco no deben mezclarse con halógenos, pues productos tóxico y/o explosivos se forman. El contacto prolongado de soluciones de amoníaco con sales de plata,mercurio o yodo pueden también resultar en productos explosivos: dichas mezclas son formadas normalmente en análisis cualitativos inorgánicos, y deben ser ligeramente acidificadas pero no concentradas antes de que el análisis sea completado.

Uso en el laboratorio de Anhídrido de amoníaco (gas o líquido)[editar]

El anhídrido de amoníaco es clasificado como tóxico (""T"") y peligroso para el medio ambiente (""N""). El gas es flamable (Temperatura de autoignición: 651 °C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16-25%). La exposición permitida en los Estados Unidos es de 50 ppm, mientras que la concentración para el daño inmediato a la vida y salud se estima que esta en 300ppm. La exposición repetidas a niveles más bajos de amoníaco, disminuye la sensibilidad al olor del gas: normalmente el hedor es detestables en concentraciones menores a 50 ppm, pero individuos insensibilizados no podrías detectarlo inclusive a concentraciones de 100ppm. El anhídrido de amoníaco corroe aleaciones de cobre y zinc, así como el latón no debe ser usado para almacenar el gas. El amoníaco líquido también puede atacar al caucho y a ciertos plásticos.

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

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.

Amoníaco como solvente líquido[editar]

El amoníaco líquido es conocido y comúnmente estudiado como un solvente ionizaste no-acuoso. Si propiedad más conspicua is la habilidad de disolver metales álcali para formar soluciones altamente coloradas y eléctricamente conductivas conteniendo electrones solvatados. Además de estas soluciones, mucha de la química en el amoníaco líquido puede ser clasificado por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas. La comparación de las propiedades físicas del NH3 con aquellas del agua, muestra que el NH3 tiene un menos punto de ebullición, de fusión, densidad, viscosidad y constante dieléctrica; esto es al menos en parte por los enlaces débiles del hidrógeno en NH3y porque dicho enlace no puede forma redes reticuladas, puede cada molécula de NH3tiene un solo par de electrones libres compara con dos por cada molécula de H2O m. La constante de disociación del NH3 a -50 °C es 10−33 mol2·l−2.

Solubilidad de sales[editar]

Solubilidad (g de sal por 100 g de NH3 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 solvente ionizante, aunque menos que el agua, disuelve bastantes compuestos, incluyendo nitratos, nitritos, cianuros y tiocianatos. La mayoría de las sales amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones de amoníaco líquido. La solubilidad de las sales de halógeno incrementa desde el fluor hasta el yodo. Una solución saturada de nitrato de amonio coticen 0.083 moles de solito por mol de amoníaco y tiene una presión de vapor de menos de 1 bar en 25 °C.

Soluciones de metales[editar]

El amoníaco líquido disuelve a los metales álcali y a otros metales electropositivos como el magnesio, calcio, estroncio, bario, europio e iterbio. En bajas concentraciones, se forman soluciones de tono azul oscuro: estas contienen cationes y electrones solvatados, electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.

Estas soluciones son muy útiles y fuertes agentes reductores. En concentraciones altas, las soluciones son metálicas en apariencias y en conductividad eléctrica. En temperaturas bajas, los dos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles.

Propiedades redox del amoníaco líquido[editar]

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
Zn2+ + 2e Zn −0.53 −0.76
NH4+ + e ½ H2 + NH3 0.00
Cu2+ + 2e Cu +0.43 +0.34
Ag+ + e Ag +0.83 +0.80

El rango de estabilidad termodinámica de soluciones con amoníaco líquido es muy estrecho, como el potencial de oxidación a dinitrógeno, Potencial normal de electrodo(N2 + 6NH4+ + 6e 8NH3), es solo +0.04V. En práctica, la oxidación a dinitrógeno y reducción de dihidrógeno son lentas. Esto es especialmente verdad en soluciones reductoras: las soluciones de los metales álcali mencionadas anteriormente son estables por varios días, descomponiendo lentamente la amiba metal y dihidrógeno. La mayor parte de los estudios sobre el amoníaco líquido en soluciones son hechos en condiciones reductoras; sin embargo, la oxidación del líquido de amoníaco es lenta y hay riesgo de explosión.

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.

El papel del amoníaco en sistemas biológicos y en enfermedades humanas[editar]

Los principales síntomas de hiperamonemia (amoníaco en el cuerpo en cantidades tóxicas).[50]

El amoníaco es una importante fuente de nitrógeno para sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75%), algunas criaturas vivas son capaces de usar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, N2 gas. Entonces, la fijación de nitrógeno es requerida para la síntesis de aminoácidos, los cuales son la base de la proteína. Algunas plantas usan el amoníaco y amoníaco del nitrógeno amtósferico.[51]

Biosíntesis[editar]

En determinado organismos, el amoníaco es producido por el nitrógeno atmosférico por la enzima llamada nitrogenasa. El proceso general se llama fijación de nitrógeno. Aunque difícilmente lo métodos biomiméticos sean competitivos con el "Proceso de Haber", un esfuerzo intenso se direccionado hacia el mecanismo biológico de fijación de nitrógeno. El interés científico en este problema es motivado por una estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste de un conjunto Fe7MoS9.

El amoníaco también es un producto metabólico de los aminoácidos, catalizador por enzimas como la Glutamato deshidrogenasa. La excreción de amoníaco es común en animales marinos. En humanos, es fácilmente convertido a urea, que es menos tóxica, así como menos básica. La urea es el mayor componente del peso seco de la orina. La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles secretan ácido ubico como desechos nitrogenados.

En fisiología[editar]

El amoníaco también juega un papel en las fisiologías normal y abnormal. Es biosíntetizado a través del metabolismo normal de los aminoácidos y es tóxico en altas concentraciones.[52] El hígado convierte amoníaco a urea a través de varias series de reacciones conocidas como el Ciclo de la urea. Disfunciones en el hígado, como la cirrosis, pueden llevar tener una cantidad alta de amoníaco en la sangre (hiperamonemia). Del mismo modo, defectos en la enzima responsable del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa, pueden provocar hiperamonemia. La hiperamonemia lleva a la confusión y a un estado de coma de encefalopatía hepática, así como las enfermedades comunes en personas con problemas en el ciclo de la urea.[53]

El amoníaco es importante para el balance normal ácido/base. Después de la formación de amonio de glutamina, α-cetoglutarato puede ser degradado para producir dos moléculas de bicarbonato, los cuales funcionan posteriormente como buffers para ácidos dietéticos. El amoníaco es excretado en la orina, perdiendo ácidos. El amoníaco puede difundirse a través de sí mismo los túmulos renales, combinado con iones de hidrógeno, para permitir futura excreción de ácidos.[54]

Excreción[editar]

Los iones de amoníaco son productos tóxicos desechados del metabolismo de animales. En peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente al agua. En mamífero, tiburones y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea a urea, porque es menos tóxico y es un proceso eficiente. En aves, reptiles y caracoles terrestres, el amonio metabolico es convertido en ácido úrico, que es sólido, y por tanto es excretado con una pérdida mínima de agua[55]

Rangos de referencia de pruebas de sangre, comparando el contenido de sangre con amoníaco (en amarillo) con otros constituyentes
Rangos de referencia de pruebas de sangre, comparando el contenido de sangre con amoníaco (en amarillo) con otros constituyentes

En astronomía[editar]

Hay amoníaco en la atmósfera de Júpiter (0.026% de amoníaco) y en Saturno (0.012% de amoníaco).

El amoníaco se ha detectado en la atmósfera de los planetas de Gas gigante, incluyendo Júpiter, junto con otros gases como el metano, hidrógeno y helio. En el interior de Saturno hay cristales congelados de amoníaco.[56] Se encuentra naturalmente en la la luna Deimos y Phobos, las dos lunas de marte.

Espacio interestelar[editar]

El amoníaco fue detectado en un principio en el espacio en 1968, basado en emisiones de microondas desde la dirección del núcleo galáctico.[57] Esta fue la primera molécula poliatómica detectada. La sensibilidad de la molécula en un amplio rango de excitaciones y la facilidad con que se puede observar un número de regiones ha hecho al amoníaco una de las moléculas más importantes para los estudios de las nubes moleculares.[58] La relativa intensidad de líneas de amoníaco pueden ser usadas para medir la temperatura del medio emisor.

Las siguientes especies isotópicas de amoníaco se han detectado:

NH3, 15NH3, NH2D, NHD2, y ND3

La detección del triple deuterio amoníaco fue considerado una sorpresa fue el deuterio es relativamente escaso. Se cree que las bajas temperaturas permiten a esa molécula subsistir y acumularse.[59]

Desde su descubrimiento interestelar, NH3 ha probado ser una herramienta espectroscopia invaluable en el estudio del medio interestelar. Con un largo número de transiciones, es sensible a un amplio rango de condiciones de excitación, NH3 ha sido ampliamente detectado astronómicamente - su detección ha sido recortada en cientos de artículos.

El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para diversas áreas de investigación en las últimas décadas.

Formación interestelar y mecanismos[editar]

[Ag(NH3)2]+

La abundancia interestelar para el amoníaco ha sido medida en varios ambientes. El radio de [NH3]/[H2] ha sido estimado desde 10−7 en pequeñas nubes oscuras[60] hasta 10−5 en el denso núcleo del complejo de nube molecular de Orión.[61] Aunque un total de producción total de 18 rutas han sido propuestas,[62] el principal mecanismo para formar NH3 interestelar es la siguiente reacción:

NH4+ + e → NH3 + H·

La constante de cambio "k" en esta reacción depende de la temperatura del ambiente, con un valor de 5.2×10−6 a 10 K.[63] La constante fue calculada de la fórmula "k = a(T/300)B". Para la reacción de formación primaria, a = 1.05×10−6 y B = −0.47. Asumiendo una abundancia de NH4+ de 3×10−7 y una abundancia de electrones de 10−7 típico de nubes moleculares, la formación procede a un cambio de 1.6×10−9 cm−3s−1 en una nube molecular con una densidad total de 105 cm−3.[64]

Todas las demás propuestas de reacción de formación tienen constantes con valores entre 2 y 13 órdenes de magnitud menores, haciendo que las contribuciones a la abundancia del amoníaco sean relativamente insignificantes.[65] Como ejemplo de una de las contribuciones mencionadas está:

H2 + NH2 → NH3 + H

Tiene un cambio constante de 2.2×10−15. Asumiendo que las densidades de 105 and NH2/H2 ratio of 10−7 para H2, esta reacción procede en con un cambio de 2.2×10−12, más de 3 órdenes de magnitud más lentos que la reacción primaria anterior.

Algunas otras posibles reacciones de formación son:

H + NH4+ → NH3 + H2
PNH3+ + e → P + NH3

Mecanismos interestelares de destrucción[editar]

Hay 113 reacciones propuestas que llevan a la destrucción del NH3. De estas, 39 fueron tabuladas en extensas tablas de química junto con compuestos de Carbono, Nitrógeno y Oxígeno.[66] Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación:[58]

(1) NH3 + H3+ → NH4+ + H2
(2) NH3 + HCO+ → NH4+ + CO

Con cambios constantes de 4.39×10−9[67] y 2.2×10−9,[68] respectivamente. Las ecuaciones (1,2) corren con un cambio de 8.8×10−9 and 4.4×10−13, respectivamente. Estos cálculos asumen el cambio dado de constantes y abundancias de [NH3]/[H2] = 10−5, [H3+]/[H2] = 2×10−5, [HCO+]/[H2] = 2×10−9, y densidades totales de n = 105, típicas de frías y densas, nubes moleculares.[69] Claramente, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación (1) es la reacción dominante de destrucción, con un cambio de ~10,000 veces más rápido que la ecuación (2). Esto se debe a la relativa alta abundancia de H3+.

Detección de antenas individuales[editar]

Observaciones de radio de NH3 del Radiotelescopio de Effelsberg reveló que la línea de amoníaco esta separada en dos componentes - un fondo rígido y núcleo sin forma. El fondo corresponde bien con la localización previamente detectada de CO.[70] El telescopio 25 m Chilbolton en Inglaterra detectó señales de radio de amoníano en regiones H II, HNH2O, objetos H-H y otros objetos asociados con las formación de estrellas. Una comparación con la line de emisión indica que velocidades turbulentas o sistemáticas no incrementan en el centro del núcleo de ls nubes moleculares[71]

La radiación de microondas del amoníaco fue observada en diversos objetos galácticos incluyendo W3(OH), Orión (constelación), W43, W51, y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta detección de el cambio indica que es una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia[72]

Estudios Interferométricos[editar]

Observaciones VLA en siete regiones con flujos de alta velocidad gaseosos revelaron condensaciones de menos de 0.1 pc en L1551, S140 y Cepheus (constelación). Tres condensaciones individuales fueron detectadas en Cepheus (constelación), una de ellas era una figura muy alongada. Pueden jugar un rol importante en crear flojos bipolares en la región.[73]

Amoníaco extragaláctico fue imaginado usando VLA en IC 342. La temperatura del gas caliente esta arriba de los 70 K, lo cual fue inferido de las líneas del radio de amoníaco y parece estar asociado con porciones más internas de la barra nuclear vista en CO.[74] NH3 fue también monitoreada por VLA hacia la muestra de cuatro regiones galácticas ultracompactadas HII: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96−0.02, y G31.41+0.31. Basándose en diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que en general que tales cúmulos son probablemente los lugares de formación de estrella en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacta.[75]

Detecciones a infrarrojo[editar]

Absorciones a 2.91 micrómetros de amoníaco sólido fueron grabados de granos interestelares en el Objeto Becklin-Neugebauer y probablemente en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de los previamente poco entendidos líneas de absorción de hielo.[76]

Un espectro del anillo de Júpiter fue obtenido del observatorio Kuiper Airborne, cubriendo los 100 a 300 cm−1 del rango de espectro. Análisis del espectro provee información de propiedades globales de amoníaco en gas y la neblina de hielo de amoníaco.[77]

Un total de 149 posiciones de nubes negras fueron revisadas para evidencia de "núcleos densos" usando la inversión de línea de (J,K) = (1,1) deNH3. En general, los núcleos no tienen figura de esfera, con radios rondando entre 1.1 a 4.4. También se encontró que núcleos con estrellas tienen líneas más amplias que núcleos sin estrellas.[78]

El amoníaco se detectó también en Nebula de Draco y en un una o quizá dos nubes moleculares, que están asociadas con el cirrus infrarrojo.[79]

Observaciones de Nubes Oscuras Cercanas[editar]

Balanceando y estimulando una emisión con una emisión espontánea, es posible construir una relación entre las temperatura de excitación y la densidad. Más sin embargo, desde los niveles transitorios del amoníaco, se puede aproximar a un nivel 2 en un sistema de bajas temperaturas, este cálculo es sencillo. Esta premisa puede ser aplicada a nubes negras, regiones que se sospecha tienen extremadamente bajas temperaturas y posibles sitios para la futura formación de estrellas. Detecciones de amoníaco en nubes negras muestra líneas estrechas—indicando que no solo son bajas temperaturas, pero también un nivel bajo de turbulencia en la nube. La línea de cálculos del radio provee una medida de la temperatura de la nube que es independiente de previas observaciones de CO. Las observaciones del amoníaco fueron consistentes con las medidas de CO de rotación de temperaturas de ~ 10 K. Con esto, las densidades pueden ser determinadas, y han sido calculadas en un rango de entre 104 y 105 cm−3 en nubes negras. Trazando el mapa de NH3, se concluye que tiene medidas cotidianas de las nubes de 0.1 pc y masas cercanas a una masa solas. Estos sitios fríos con núcleos densos son sitios donde se formará un estrella.

Regiones UC HII[editar]

Regiones HII ultra compactadas están entre los mejores trazadores de formación de estrellas de gran masa. EL material denso alrededor de regiones UCHII es primariamente molecular. Desde un completo estudio de formación de estrellas masivas, necesariamente involucra la nube de donde se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular que rodea. Puesto que este material molecular puede ser resuelto espacialmente, es posible constreñir los recursos de calor/ionizantes, temperaturas, masas y tamaño de las regiones. Los componentes de la velocidad Doppler desplazada permite la separación de distintas regiones de gas molecular que puede trazar flujos y núcleos calientes originados de la formación de estrellas.

Detección extragaláctica[editar]

El amoníaco ha sido detectado en galaxias externas, y por simultáneamente medir varías líneas, es posible directamente medir la temperatura del gas en estas galaxias. Las líneas del radio implican que las temperaturas son calientes (~ 50 K), originadas de nubes densas con tamaños de decenas de pc. Esta imagen es consistente con la imagen de nuestra Vía Láctea—núcleos moleculares densos y calientes se forman alrededor de estrellas que se están formando incrustadas en nubes con material molecular en la escala de varios cientos de pc (nubes moleculares gigantes).

Notas[editar]

  1. Número CAS
  2. a b c Max Appl (2006). Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. doi:10.1002/14356007.a02_143.pub2. 
  3. «Ammonium hydroxide physical properties». Archivado desde el original el 27 de noviembre de 2007. 
  4. «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». 
  5. «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.» 
  6. 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. 
  7. a b c Chisholm, 1911.
  8. Hewat, A. W.; Riekel, C. (1979). «The crystal structure of deuteroammonia between 2 and 180 K by neutron powder profile refinement». Acta Crystallographica Section A 35 (4): 569. Bibcode:1979AcCrA..35..569H. doi:10.1107/S0567739479001340. 
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Referencias[editar]

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Attribution

Lease también[editar]

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Enlaces externos[editar]