Hidróxido de amonio
| Hidróxido de amonio | ||
|---|---|---|
 NH3 | ||
 H2O | ||
 NH4+ | ||
| Nombre IUPAC | ||
| Hidróxido de amonio | ||
| General | ||
| Otros nombres | Agua de amoníaco | |
| Fórmula molecular | NH3(aq) | |
| Identificadores | ||
| Número CAS | 1336-21-6[1] | |
| ChEBI | 18219 | |
| ChemSpider | 14218 | |
| PubChem | 14923 12896473, 14923 | |
| KEGG | D04594 | |
Hidróxido de amonio también es conocido como agua de amoníaco o amoníaco líquido es una solución de amoníaco en agua. Técnicamente, el término "hidróxido de amonio" es incorrecto debido a que dicho compuesto no es aislable (solo lo encontramos como ion amonio e ion oxidrilo, es decir ya disociado). Sin embargo, dicho término da una fiel descripción de cómo se comporta una solución de amoníaco, siendo incluso este término usado por científicos e ingenieros. El agua de amoníaco se encuentra comúnmente en soluciones de limpieza doméstica.
Se puede representar con el símbolo NH₃(aq). Aunque el nombre «hidróxido de amonio» sugiere una sal con la composición [NH₄]⁺[OH]⁻, es imposible aislar muestras de NH₄OH. Los iones NH₄⁺ y OH^(-') no representan una fracción significativa de la cantidad total de amoníaco, excepto en soluciones extremadamente diluidas. [2]
La concentración de estas soluciones se mide en unidades de la escala Baumé (densidad), siendo el producto comercial típico de alta concentración 26 grados Baumé (aproximadamente un 30 % de amoníaco en peso a 15,5 °C o 59,9 °F).[3]
Basicidad del amoníaco en el agua
[editar]En soluciones acuosas, el amoníaco se protona para formar iones de amonio e hidróxido según el siguiente equilibrio químico:
En una solución de amoníaco 1 M, aproximadamente el 0,42 % del amoníaco se convierte en amonio, lo que equivale a un pH de 11,63, ya que [NH₄]⁺ = 0,0042 M, [OH-] = 0,0042 M, [NH₃] = 0,9958 M y pH = 14 + log₁₀[OH-]= 11,62.
La constante de ionización de la base es
- Kb = [NH+
4][OH−][NH3] = 1.77×10−5.
Soluciones saturadas
[editar]Al igual que otros gases, el amoníaco presenta una solubilidad decreciente en líquidos disolventes a medida que aumenta la temperatura del disolvente. Las soluciones de amoníaco disminuyen en densidad a medida que aumenta la concentración de amoníaco disuelto. A 15,6 grados Celsius (60,1 °F), la densidad de una solución saturada es de 0,88 g/ml; contiene un 35,6 % de amoníaco en masa, 308 gramos de amoníaco por litro de solución y tiene una molaridad de aproximadamente 18 mol/L. A temperaturas más altas, la molaridad de la solución saturada disminuye y la densidad aumenta.[4] Al calentar soluciones saturadas, se libera gas amoniaco.
Aplicaciones
[editar]A diferencia del amoníaco anhidro, el amoníaco acuoso tiene pocos usos fuera del ámbito de los productos de limpieza.
Productos de limpieza
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Las soluciones de amoníaco se utilizan como productos de limpieza para muchas superficies y aplicaciones. El amoniaco en agua se vende como agente limpiador por sí solo, normalmente etiquetado simplemente como «amoniaco», así como en productos de limpieza combinados con otros ingredientes. Puede venderse sin aditivos, con aroma a limón (y normalmente de color amarillo) o con aroma a pino (verde). El amoniaco comúnmente disponible con jabón añadido se conoce como «amoniaco turbio».
El amoniaco doméstico tiene una concentración en peso que oscila entre el 5 % y el 10 %.[5] Dado que el amoniaco acuoso es un gas disuelto en agua, cuando el agua se evapora de una superficie, el gas también se evapora, dejando la superficie sin marcas. Sus usos más comunes son la limpieza de cristales,[6] porcelana y acero inoxidable. Es eficaz para eliminar la grasa y se encuentra en productos para limpiar hornos y para remojar objetos con el fin de desprender la suciedad incrustada. Los expertos también advierten que no se deben utilizar limpiadores a base de amoniaco en las pantallas táctiles de los automóviles, debido al riesgo de dañar los revestimientos antirreflejos y antihuellas de la pantalla.[7]
Las soluciones más concentradas (superiores al 10 %) se utilizan en productos de limpieza profesionales e industriales.
Las soluciones de amoníaco pueden ser peligrosas. Estas soluciones son irritantes para los ojos, las membranas mucosas (tractos respiratorio y digestivo) y, en menor medida, para la piel. Los expertos aconsejan tener precaución para evitar que el producto químico se mezcle con líquidos que contengan lejía, ya que podría generarse gas cloramina tóxico. [8]
Precursor de alquilamina
[editar]En la industria, el amoníaco acuoso se puede utilizar como precursor de algunas alquilaminas, aunque normalmente se prefiere el amoníaco anhidro. La hexametilentetramina se forma fácilmente a partir del amoníaco acuoso y el formaldehído. La etilendiamina se forma a partir del 1,2-dicloroetano y el amoníaco acuoso.[9]
Refrigeración por absorción
[editar]A principios del siglo XX, el ciclo de absorción de vapor que utilizaba sistemas de agua y amoníaco era muy popular y se utilizaba ampliamente, pero tras el desarrollo del ciclo de compresión de vapor perdió gran parte de su importancia debido a su bajo coeficiente de rendimiento (aproximadamente una quinta parte del del ciclo de compresión de vapor). Tanto el frigorífico Electrolux[10] y el refrigerador Einstein son ejemplos muy conocidos de esta aplicación de la solución de amoníaco.
Tratamiento de aguas
[editar]El amoníaco se utiliza para producir cloramina, que puede utilizarse como desinfectante. [11]En el agua potable, se prefiere la cloramina a la cloración directa por su capacidad para permanecer activa durante más tiempo en las tuberías de agua estancada, lo que reduce el riesgo de infecciones transmitidas por el agua.
Los acuaristas utilizan el amoníaco para instalar una nueva pecera mediante un proceso denominado «ciclo sin peces».[12] Esta aplicación requiere que el amoníaco no contenga aditivos.
Producción de alimentos
[editar]El amoniaco para hornear (carbonato de amonio y bicarbonato de amonio) fue uno de los primeros agentes químicos leudantes. Se obtenía de las astas de ciervo. Es útil como agente leudante, ya que el carbonato de amonio se activa con el calor. Esta característica permite a los panaderos evitar tanto el largo tiempo de fermentación de la levadura como la rápida disipación del dióxido de carbono (CO₂) del bicarbonato sódico a la hora de hacer que el pan y las galletas suban. Aún se utiliza para elaborar galletas de amoniaco y otros productos horneados crujientes, pero su popularidad ha disminuido debido al olor desagradable del amoniaco y a las preocupaciones sobre su uso como ingrediente alimentario, en comparación con las formulaciones modernas de levadura en polvo. En la Unión Europea, se le ha asignado el número E527 para su uso como aditivo alimentario.
El amoníaco acuoso se utiliza como regulador de la acidez para reducir los niveles de acidez de los alimentos.[13] Sus capacidades de control del pH lo convierten en un eficaz agente antimicrobiano.
Oscurecimiento de los muebles
[editar]En la fabricación de muebles, tradicionalmente se utilizaba el humo de amoníaco para oscurecer o teñir la madera que contiene ácido tánico. Después de sellarla dentro de un recipiente con la madera, los vapores de la solución de amoníaco reaccionan con el ácido tánico y las sales de hierro que se encuentran naturalmente en la madera, creando un aspecto rico y oscuro en la madera. Esta técnica se utilizaba comúnmente durante el movimiento Arts and Crafts en la fabricación de muebles, un estilo de muebles que se construía principalmente con roble y se teñía utilizando estos métodos.[14]
Uso en laboratorio
[editar]El amoníaco acuoso se utiliza en el análisis inorgánico cualitativo tradicional como complejante y base. Al igual que muchas aminas, produce una coloración azul intenso con soluciones de cobre (II). La solución de amoníaco puede disolver residuos de óxido de plata, como los que se forman a partir del reactivo de Tollens. A menudo se encuentra en soluciones utilizadas para limpiar joyas de oro, plata y platino, pero puede tener efectos adversos en piedras preciosas porosas como ópalos y perlas.[15]
Véase también
[editar]Referencias
[editar]- ↑ Número CAS
- ↑ Housecroft, Catherine E.; Sharpe, A. G. (2005). Inorganic chemistry (2nd ed edición). Pearson Prentice Hall. ISBN 978-0-13-039913-7.
- ↑ «Ammonium hydroxide physical properties». Archivado desde el original el 27 de noviembre de 2007.
- ↑ Max Appl (2006). «Ammonia». Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a02_143.pub2.
- ↑ «The Facts About Ammonia». www.health.ny.gov (en inglés estadounidense). Consultado el 6 de abril de 2018.
- ↑ Christian Nitsch; Hans-Joachim Heitland; Horst Marsen; Hans-Joachim Schlüussler (2005). «Cleansing Agents». Ullmann’s Encyclopedia of Industrial Chemistry. Weinheim: Wiley-VCH. ISBN 978-3527306732. doi:10.1002/14356007.a07_137.
- ↑ Barry, Keith. «How To Clean Your Car's Interior». Consumer Reports. Consultado el 31 de enero de 2021.
- ↑ Rizk-Ouaini, Rosette; Ferriol, Michel; Gazet, Josette; Saugier-Cohen Adad; Marie Therese (2006). «Oxidation reaction of ammonia with sodium hypochlorite. Production and degradation reactions of chloramines». Bulletin de la Société Chimique de France 4: 512.
- ↑ Eller, Karsten; Henkes, Erhard; Rossbacher, Roland; Höke, Hartmut (2000). «Amines, Aliphatic». Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry. ISBN 978-3-527-30673-2. doi:10.1002/14356007.a02_001.
- ↑ Vapour Absorption Cycle - Domestic Electrolux Refrigerator
- ↑ «Chloramines in Drinking Water». EPA. US Environmental Protection Agency. 20 de octubre de 2015. Consultado el 6 de marzo de 2018.
- ↑ «Fishless Cycling». Aquarium Advice. 12 de abril de 2011. Consultado el 6 de marzo de 2018.
- ↑ Olver, Lynne (24 de junio de 2012). «history notes - cookies, crackers & biscuits». The Food Timeline. Archivado desde el original el 17 de julio de 2012. Consultado el 6 de enero de 2021.
- ↑ Rigers, Shayne; Umney, Nick (12 de agosto de 2009). «Acidic and alkaline stains». Wood Coatings: Theory and Practice. Amsterdam: Elsevier. pp. 618-9. ISBN 978-0-444-52840-7.
- ↑ The Jeweler's Bench. 2015. Fine Jewelry Cleaner. Littleton, Colo.
Enlaces externos
[editar]- Esta obra contiene una traducción derivada de «Ammonia solution» de Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.
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