amônia - Ammonia


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Amônia
modelo de bolas e varetas das moléculas de amônia
Modelo compilando da molécula de amoníaco
fórmula estrutural estéreo da molécula de amoníaco
nomes
nome IUPAC
Azane
Outros nomes
nitreto de hidrogénio

Trihydrogen nitreto

trihydride nitrogênio
identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
3DMet B00004
3587154
Chebi
ChEMBL
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.760
Número da CE 231-635-3
79
KEGG
Malha Amônia
número RTECS BO0875000
UNII
número ONU 1005
propriedades
Fórmula química NH 3
Massa molar 17,031 g / mol
Aparência gás incolor
Odor forte odor pungente
Densidade 0,86 kg / m 3 (1,013 bar no ponto de ebulição)

0,769 kg / m 3 (STP)
0,73 kg / m 3 (1,013 bar a 15 ° C)
681.9 kg / m 3 a -33,3 ° C (líquido) Ver também O amoníaco (página de dados)

817 kg / m 3 a -80 ° C (sólido transparente)
Ponto de fusão -77,73 ° C (-107,91 ° F; 195,42 K) ( ponto triplo a 6,060 kPa, 195,4 K)
Ponto de ebulição -33,34 ° C (-28,01 ° F; 239,81 K)
Solubilidade em Água 47% w / w (0 ° C)
de 31% w / w (25 ° C)
18% w / w (50 ° C)
Solubilidade solúvel em clorofórmio , éter , etanol , metanol
Pressão de vapor 857,3 kPa
Acidez (p K um ) 32,5 (-33 ° C), 10,5 (DMSO)
Basicidade (p K b ) 4.75
ácido conjugado amônio
Base conjugada Amidogen
Susceptibilidade magnética (χ) -18,0 · 10 -6 cm 3 / mol
Índice de refracção ( n D ) 1,3327
Viscosidade 0,276 cP (-40 ° C)
Estrutura
grupo de ponto C 3v
forma molecular pirâmide trigonal
momento de dipolo 1,42 D
Termoquímica
Std molar
entropia
( S Ó 298 )
193 J · mol -1 · K -1
Std entalpia de
formação
f H S 298 )
-46 kJ · mol -1
Riscos
Ficha de segurança Veja: dados da página
ICSC 0414 (anidro)
pictogramas GHS GHS-pictograma-acid.svgGHS-pictograma-skull.svgGHS-pictograma-pollu.svg
Advertência de perigo GHS H221 , H280 , H314 , H331 , H400
recomendações de prudência GHS P210 , P261 , P273 , P280 , P305 + 351 + 338 , P310
NFPA 704
Flammability code 1: Must be pre-heated before ignition can occur. Flash point over 93 °C (200 °F). E.g., canola oil Health code 3: Short exposure could cause serious temporary or residual injury. E.g., chlorine gas Reactivity code 0: Normally stable, even under fire exposure conditions, and is not reactive with water. E.g., liquid nitrogen Special hazards (white): no codeNFPA 704 diamante de quatro cores
1
3
0
Ponto de inflamação gás inflamável
temperatura de auto-ignição 651 ° C (1204 ° F; 924 K)
limites de explosividade 15-28%
A dose letal ou concentração ( LD , LC ):
LD 50 0,015 mL / kg (humano, por via oral)
LC 50 40.300 ppm (rato, 10 min)
28,595 ppm (rato, 20 min)
20,300 ppm (rato, 40 min)
11,590 ppm (rato, 1 h)
7,338 ppm (rato, 1 h)
4,837 ppm (rato, 1 h)
9859 ppm (coelho, 1 h)
9,859 ppm (gato, 1 h)
2,000 ppm (rato, 4 h)
4,230 ppm (rato, 1 h)
LC Lo 5,000 ppm (mamífero, 5 min)
5,000 ppm (humano, 5 min)
Limites de exposição de saúde dos EUA ( NIOSH ):
PEL (permitida) 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 )
IPVS (perigo imediato) 300 ppm
Os compostos relacionados
outros cátions
hidretos de azoto relacionadas
Os compostos relacionados
página de dados suplementares
Excepto quando indicado de outra maneira, os dados são dados para materiais no seu estado normal (a 25 ° C [77 ° F], 100 kPa).

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referências de Infobox

O amoníaco é um composto de azoto e de hidrogénio com a fórmula NH 3 . O mais simples hidreto grupo do nitrogênio , amoníaco é um gás incolor gás com um cheiro pungente característica. É comum resíduos nitrogenados , particularmente entre os organismos aquáticos, e contribui significativamente para as nutricionais necessidades dos organismos terrestres, servindo como um precursor para alimentos e fertilizantes . Amoníaco, quer directa ou indirectamente, é também um bloco de construção para a síntese de diversos produtos farmacêuticos e é utilizado em muitos produtos de limpeza comerciais. É recolhido principalmente devido ao deslocamento do ar e água. A amônia é nomeado para as Ammonians, adoradores do deus egípcio Amon , que usou cloreto de amônio em seus rituais.

Embora comuns na natureza e em amplo uso, o amoníaco é tanto cáustica e perigoso na sua forma concentrada. É classificada como uma substância extremamente perigosa nos Estados Unidos, e está sujeita a requisitos de informação rigorosos por instalações que produzem, loja, ou usá-lo em quantidades significativas.

A produção industrial global de amônia em 2014 foi de 176 milhões de toneladas, um aumento de 16% em relação ao 2006, a produção industrial global de 152 milhões de toneladas. Amoníaco industrial é vendido como licor de amoníaco (geralmente 28% de amónia em água) ou como pressurizado ou refrigerado amoníaco líquido anidro transportada em carros tanques ou cilindros.

NH 3 ferve a -33,34 ° C (-28,012 ° F) a uma pressão de uma atmosfera , de modo que o líquido tem de ser armazenado sob pressão ou a baixa temperatura. Amoníaco doméstico ou de hidróxido de amónio é uma soluo de NH 3 em água. A concentração destas soluções é medido em unidades da escala Baumé ( densidade ), com 26 graus Baumé (aproximadamente 30% (em peso) de amoníaco a 15,5 ° C ou 59,9 ° F) sendo o produto comercial típico de alta concentração.

Conteúdo

ocorrência natural

O amoníaco é uma substância encontrada em quantidades vestigiais na natureza, sendo produzido a partir de azotado animais e vegetais. Sais de amoníaco e de amónio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, enquanto que o cloreto de amónio ( amoníaco de sal ), e sulfato de amónio são encontrados em distritos vulcânicas; cristais de bicarbonato de amónio ter sido encontrado em patagônica guano . Os rins secretam amoníaco para neutralizar o excesso de ácido. Os sais de amónio são encontrados distribuído através do solo fértil e na água do mar.

O amoníaco também é encontrado em todo o sistema solar de Marte , Jupiter , Saturn , Urano , Neptune , e Plutão , entre outros lugares: em planetas menores, gelados, tais como Plutão, amónia pode actuar como um anti-congelante geológicamente importante, como uma mistura de água e amoníaco pode ter um ponto de fusão tão baixo quanto 173 K (-100 ° C; -148 ° F), se a concentração de amónia é suficientemente elevado e, assim, permitir que tais planetas para reter oceanos internos e geologia activo a uma temperatura muito mais baixa do que seria possível só com água. Substâncias contendo amônia, ou aqueles que são semelhantes a ele, são chamados amoniacal .

propriedades

O amoníaco é um gás incolor gás com um cheiro pungente característica. É mais leve do que o ar , sendo a sua densidade 0,589 vezes maior do que o ar . É facilmente liquefeito devido à forte ligação de hidrogénio entre as moléculas; o líquido entra em ebulição a -33,3 ° C (-27,94 ° F), e congela a -77,7 ° C (-107,86 ° F) para cristais brancos.

O amoníaco pode ser convenientemente desodorizado fazendo-o reagir quer com bicarbonato de sódio ou ácido acético . Ambas estas reacções de formar um sal de amónio inodoro.

Sólido
A simetria do cristal cúbico é, Pearson símbolo CP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, estrutura constante 0,5125  nm .
Líquido
Líquido amoníaco possui fortes ionizantes potências que reflectem o seu elevado ε de 22. amoníaco líquido tem uma muito alta mudança padrão entalpia de vaporização (23,35  kJ / mol, cf. água 40,65 kJ / mol, metano 8,19 kJ / mol, fosfina 14,6 kJ / mol) e pode, portanto, ser utilizado em laboratórios em recipientes não isolados, sem refrigeração adicional. Ver amoníaco líquido, como um solvente .
propriedades solventes
O amoníaco é miscível com água. Numa solução aquosa, que pode ser expulso por ebulição. O aquoso solução de amoníaco é de base . A concentração máximo de amoníaco em água (um saturada de solução) tem uma densidade de 0,880 g / cm 3 e é muitas vezes conhecido como '0,880 amónia'. Amoníaco não arde facilmente ou sustentar a combustão , excepto sob misturas estreitas combustível-para-ar do ar de 15-25%.
Combustão
Quando misturado com oxigénio , que arde com uma chama de cor verde-amarelado pálido. A temperatura elevada e na presença de um catalisador adequado, a amónia é decomposto nos seus elementos constituintes. Ignição ocorre quando o cloro é passado em amoníaco, formando azoto e cloreto de hidrogénio ; se o cloro está presente em excesso, em seguida, o altamente explosivo tricloreto de azoto (NCI 3 também é formado).

Estrutura

A molécula de amoníaco tem um piramidal trigonal forma como previsto pela camada de valência par de electrões teoria repulsão (teoria VSEPR) com um ângulo de ligação determinada experimentalmente de 106,7 °. O átomo de azoto central tem cinco electrões exteriores com um electrão adicional a partir de cada um átomo de hidrogénio. Isto dá um total de oito electrões, ou quatro pares de electrões que estão dispostas tetraedricamente. Três destes pares de electrões são usados como pares de ligação, o que deixa um par de electrões desemparelhados. O par de electrões desemparelhados repelir mais fortemente do que pares de títulos, por conseguinte, o ângulo de ligação não é 109,5 °, como esperado para uma disposição tetraédrica regular, mas 106,7 °. O átomo de azoto na molécula tem um par de electrões isolado , o que torna amoníaco uma base de , um aceitador de protões. Esta forma dá a molécula um dipolo momento e torna polar . Polaridade da molécula, e especialmente, a sua capacidade para formar ligações de hidrogénio , faz com amónia altamente miscível com água. O amoníaco é moderadamente básico, uma solução aquosa 1,0 M tem um pH de 11,6 e, se um ácido forte é adicionado para uma tal solução até a solução ficar neutra (pH = 7), 99,4% das moléculas de amoníaco são protonada . Temperatura e salinidade também afecta a proporção de NH 4 + . O último tem a forma de um regular tetraedro e é isoeletrônica com metano .

A molécula de amoníaco facilmente sofre inversão de azoto à temperatura ambiente; uma analogia útil é um guarda-chuva transformando-se de dentro para fora em um vento forte. A barreira de energia para esta inversão é de 24,7 kJ / mol, e a frequência de ressonância é de 23,79 GHz , que corresponde a microondas a radiação de um comprimento de onda de 1.260 cm. A absorção a esta frequência foi o primeiro espectro de microondas para ser observado.

anfotericidade

Uma das propriedades mais característicos da amônia é sua basicidade . A amônia é considerada uma base fraca. Combina-se com ácidos para formar sais ; Assim, com o ácido clorídrico que constitui o cloreto de amónio (amoníaco de sal); com ácido nítrico , nitrato de amónio , etc amoníaco perfeitamente secos não irão combinar com perfeitamente seco de cloreto de hidrogénio ; a humidade é necessária para provocar a reacção. Como um experimento de demonstração, abriu garrafas de amónia concentrada e produzir ácido clorídrico nuvens de cloreto de amónio, que parecem surgir "do nada", como as formas de sal em que as duas nuvens de difusão de moléculas se encontram, algures entre os dois frascos.

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Os sais produzidos pela acção do amoníaco sobre ácidos são conhecidos como os sais de amónio e todos contêm o ião amónio (NH 4 + ).

Embora a amónia é bem conhecida como uma base fraca, que também pode actuar como um ácido extremamente fraca. É uma substância prótico e é capaz de formação de amidas (que contêm o NH 2 - ião). Por exemplo, lítio dissolve-se em amoníaco líquido para se obter uma solução de amida de lítio :

2Li + 2NH 3 → 2LiNH 2 + H 2

Auto-dissociação

Como a água, amoníaco sofre autoionisation molecular para formar os seus conjugados de ácido e de base :

2 NH
3
(aq) ⇌NH +
4
(aq) +NH -
2
(aq)

Amônia vezes funciona como um base fraca , por isso tem algum buffer capacidade. Mudanças no pH irá causar mais ou menos amónio catiões ( NH +
4
), e os aniões de amida ( NH -
2
) para estar presentes na solução . À pressão normal e temperatura, K = [ NH +
4
] [ NH -
2
] = 10 -30

Combustão

A combustão de amoníaco para azoto e água é exotérmica :

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6H 2 O ( g ) Δ H ° r = -1267,20 kJ / mol (ou -316,8 kj / mol, se expressa por mol de NH 3 )

A variação de entalpia padrão de combustão , Δ H ° c , expresso por mol de amoníaco e com condensação da água formada, é -382,81 kJ / mol. Diazoto é o produto termodinâmico da combustão: todos os óxidos de azoto são instáveis com respeito a N 2 e O 2 , que é o princípio por trás do conversor catalítico . Os óxidos de azoto podem ser formados como produtos cinéticos na presença de catalisadores apropriados, uma reacção de grande importância industrial na produção de ácido nítrico :

4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O

Uma reacção subsequente conduz ao NO 2

2 N + O 2 → 2 NO 2

A combustão de amoníaco em ar é muito difícil na ausência de um catalisador (tal como platina gaze ou quente óxido de crómio (III) ), porque a temperatura da chama é geralmente mais baixa do que a temperatura de ignição da mistura de amoníaco-ar. A faixa de inflamabilidade de amoníaco em ar é 16-25%.

Formação de outros compostos

Em química orgânica , amónia pode actuar como um nucleófilo em substituição reacções. As aminas podem ser formadas pela reacção de amoníaco com halogenetos de alquilo , embora o -NH resultando dois grupo também é nucleofílico e secundárias e as aminas terciárias são muitas vezes formados como subprodutos. Um excesso de amoníaco ajuda a minimizar a substituição múltipla e neutraliza o haleto de hidrogénio formado. A metilamina é preparado comercialmente por reacção de amoníaco com clorometano , e a reacção do amoníaco com o ácido 2-bromopropanóico foi usado para preparar racémica alanina com um rendimento de 70%. A etanolamina é preparado por uma reacção de abertura do anel com óxido de etileno : a reacção é por vezes permitido para ir mais longe para produzir dietanolamina e trietanolamina .

As amidas podem ser preparadas pela reacção de amoníaco com ácidos carboxílicos derivados. Cloretos de acilo são os mais reactivos, mas o amoníaco deve estar presente em, pelo menos, um duplo excesso para neutralizar o cloreto de hidrogénio formado. Ésteres e anidridos também reagir com amoníaco para formar amidas. Sais de amónio de ácidos carboxílicos pode ser desidratado para amidas tanto tempo quanto existem não termicamente sensíveis presentes grupos: temperaturas de 150-200 ° C são necessários.

O hidrogénio em amónia é capaz de substituição por metais ; assim, magnésio queima no gás com a formação de nitreto de magnésio Mg 3 N 2 , e quando o gás é passado através aquecida de sódio ou de potássio , sodamida, NaNH 2 , e potassamide, KNH 2 , são formadas. Se tal for necessário nomenclatura substitutiva , IUPAC recomendações preferem o nome "azane" a amônia: daí cloramina seria nomeado "chloroazane" na nomenclatura substitutiva, não "chloroammonia".

Amoníaco pentavalente é conhecido como λ 5 -amina, ou mais comumente, hidreto de amónio. Este sólido cristalino só é estável sob alta pressão e decompõe-se para trás em amoníaco trivalente e gás hidrogénio em condições normais. Esta substância já foi investigado como um possível combustível sólido em 1966.

Amoníaco como um ligando

Modelo de esfera-e-vara do tetraamminediaquacopper catião (II), [Cu (NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+

A amónia pode actuar como um ligando em metais de transição complexos . É um σ-doador puro, no meio da série espectroquímica , e mostra intermediário duro macio comportamento. Por razões históricas, a amônia é chamado ammine na nomenclatura dos compostos de coordenação . Alguns complexos ammine notáveis incluem tetraamminediaquacopper (II) ([Cu (NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+ ), um complexo azul escuro formado por adição de amónia a uma solução de cobre (II) seus sais. Tetraamminediaquacopper (II) é conhecido como hidróxido de reagente de Schweizer , e tem a capacidade notável para dissolver a celulose . Diamminesilver (I) ([Ag (NH 3 ) 2 ] + ) é a espécie activa em reagente de Tollens' . A formação deste complexo pode também ajudar a distinguir entre precipitados dos diferentes halogenetos de prata: cloreto de prata (AgCl) é solúvel em diluído (2M), solução de amoníaco, brometo de prata (AgBr) só é solúvel em solução de amónia concentrada, ao passo que o iodeto de prata (AGI ) é insolúvel em amónia aquosa.

Complexos Ammine de crómio (III) foram conhecido no final do século 19, e formou a base de Alfred Werner teoria revolucionária 's sobre a estrutura de compostos de coordenação. Werner observou apenas dois isómeros ( fac - e mer -) do complexo [CrCl 3 (NH 3 ) 3 ] pode ser formada, e concluiu os ligantes devem ser dispostas em torno do ião metálico nos vértices de um octaedro . Esta proposta já foi confirmada por cristalografia de raios-X .

Um ligando ammine ligado a um ião de metal é significativamente mais ácida do que uma molécula de amónia livre, embora desprotonação em solução aquosa é ainda raro. Um exemplo é a reacção de calomelano , onde o composto resultante amidomercury (II) é altamente insolúvel.

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

Detecção e determinação

O amoníaco em solução

Sais de amoníaco e de amónio podem ser facilmente detectados, em traços muito hora, através da adição de solução de Nessler , o que dá uma coloração amarela distinta na presença do menor vestígio de sais de amónia ou de amónio. A quantidade de amoníaco em sais de amónio pode ser estimada quantitativamente por destilação dos sais com sódio ou hidróxido de potássio , o amoníaco evoluiu a ser absorvida num volume conhecida de padrão de ácido sulfúrico e o excesso de ácido, em seguida, determinada volumetricamente ; ou o amoníaco pode ser absorvido em ácido clorídrico e o cloreto de amónio precipitado assim formado como hexacloroplatinato de amónio , (NH 4 ) 2 PtCl 6 .

amoníaco gasoso

Varas de enxofre são queimados para detectar pequenos vazamentos em sistemas de refrigeração de amônia industrial. Quantidades maiores podem ser detectadas por meio de aquecimento os sais com um álcali cáustico ou com cal viva , quando o cheiro característico de amónia será imediatamente aparente. O amoníaco é um irritante e irritação aumenta com a concentração; o limite de exposição permissível é de 25 ppm, e letal acima de 500 ppm. Concentrações mais elevadas quase não são detectados por detectores convencionais, do tipo de detector é escolhido de acordo com a sensibilidade requerida (por exemplo, semicondutores, catalítica, electroquímica). Sensores holográficas têm sido propostos para a detecção de concentrações de até 12,5% em volume.

Azoto amoniacal (NH 3 -N)

Azoto amoniacal (NH 3 -N) é uma medida normalmente usada para testar a quantidade de amónio iões, derivadas naturalmente a partir de amoníaco, e voltou a amónia através de processos biológicos, em água ou de resíduos líquidos. É uma medida utilizada principalmente para quantificar valores no tratamento de resíduos e sistemas de purificação de água, bem como uma medida da saúde das reservas naturais ou provocadas pelo homem água. Ele é medido em unidades de mg / L ( miligramas por litro ).

História

Este reator de alta pressão foi construído em 1921 por BASF em Ludwigshafen e foi re-erguido no local da Universidade de Karlsruhe , na Alemanha.

O historiador grego Heródoto mencionou que havia afloramentos de sal em uma área de Líbia que era habitada por um povo chamado "Ammonians" (agora: o oásis de Siwa , no noroeste do Egito, onde ainda existem lagos de sal). O geógrafo grego Estrabão também referiram o sal a partir desta região. No entanto, os autores antigos Dioscorides , Apicius , Arrian , Synesius , e Aëtius de Amida descrito este sal como formando cristais claros que poderiam ser usados para cozinhar e que eram essencialmente o sal de rocha . Hammoniacus sal aparece nos textos de Plínio , embora não se sabe se a expressão é idêntico com o sal amoníaco mais moderna (cloreto de amónio).

A fermentação de urina por bactérias produz uma solução de amoníaco ; por conseguinte, a urina fermentado foi utilizado na antiguidade clássica para lavar tecidos e vestuário, para remover pêlos a partir de peles, em preparação para o curtimento, para servir como um mordente em morrendo pano, e para remover a oxidação do ferro.

Na forma de sal amoníaco (نشادر, nushadir) amônia era importante para os alquimistas muçulmanos tão cedo quanto o século 8, primeiro mencionados pelo químico persa-árabe Jābir ibn Hayyān , e os europeus alquimistas desde o século 13, sendo mencionada por Albertus Magnus . Foi também utilizado por tintureiros nas Idade Média , sob a forma de fermentado urina para alterar a cor dos corantes vegetais. No século 15, Basilius Valentinus mostrou que a amónia pode ser obtido por acção de álcalis no sal amoníaco. Em um período mais tarde, quando o sal amoníaco foi obtido por destilação dos chifres e cascos de bois e neutralização do carbonato resultante com ácido clorídrico , o nome "espírito de amoníaco" foi aplicado a amónia.

Amoníaco gasoso foi isolado pela primeira vez por Joseph preto em 1756 por reaco de sal amoníaco ( cloreto de amónio ) com magnésia calcinada ( óxido de magnésio ). Foi isolado novamente por Peter Woulfe em 1767, por Carl Wilhelm Scheele em 1770 e por Joseph Priestley em 1773 e foi denominado por ele "ar alcalina". Onze anos mais tarde, em 1785, Claude Louis Berthollet apurado sua composição.

O processo Haber-Bosch para produzir amônia do nitrogênio no ar foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi usado pela primeira vez em escala industrial na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial , após o bloqueio aliado que cortar o fornecimento de nitratos de Chile . A amônia foi usado para produzir explosivos para apoiar os esforços de guerra.

Antes da disponibilidade de gás natural, o hidrogénio como um precursor para a produção de amoníaco foi produzido através da electrólise de água ou utilizando o processo cloro-álcali .

Com o advento da indústria do aço no século 20, a amônia se tornou um subproduto da produção de carvão de coque.

usos

Fertilizante

Globalmente, cerca de 88% (a partir de 2014) de amoníaco é utilizado como fertilizante ou como seus sais, ou soluções anhydrously. Quando aplicado ao solo, que ajuda a proporcionar rendimentos aumentados de culturas como o milho e o trigo. 30% de azoto agrícola aplicada nos EUA é sob a forma de amoníaco anidro e em todo o mundo 110 milhões de toneladas são aplicadas a cada ano.

Precursor de compostos azotados

O amoníaco é directamente ou indirectamente, o precursor para a maioria dos compostos contendo azoto. Praticamente todos os compostos de azoto sintéticos são derivados de amoníaco. Um derivado importante é o ácido nítrico . Este material de chave é gerada através do processo de Ostwald por oxidação de amoníaco, com o ar sobre uma platina catalisador a 700-850 ° C (1,292-1,562 ° F), ~ 9 atm. O óxido nítrico é um intermediário nesta conversão:

NH 3 + 2 O 2 → HNO 3 + H 2 O

O ácido nítrico é utilizado para a produção de fertilizantes , explosivos , e muitos compostos organonitrogenados.

O amoníaco também é usado para fazer os seguintes compostos:

O amoníaco pode também ser utilizado para fazer compostos em reacções que não são especificamente indicados. Exemplos de tais compostos incluem: perclorato de amónio , nitrato de amónio , formamida , tetróxido de diazoto , alprazolam , etanolamina , carbamato de etilo , hexametilenotetramina , e bicarbonato de amónio .

Como um produto de limpeza

Doméstico amoníaco é uma soluo de NH 3 em água (isto é, hidróxido de amónio ) utilizado como produto de limpeza de uso geral para muitas superfícies. Como os resultados de amoníaco em um brilho relativamente livre de riscos, uma das suas utilizações mais comuns é a de limpar vidro, porcelana e aço inoxidável. Ele também é freqüentemente usado para a limpeza de fornos e banhos itens para soltar cozido em sujeira. Doméstico amoníaco varia em concentração, em peso, 5 a 10% de amoníaco. Estados Unidos fabricantes de produtos de limpeza são obrigados a fornecer o produto folha de dados material de segurança que relaciona a concentração utilizada.

Fermentação

Soluções de amoníaco variando de 16% a 25% são utilizados na fermentação indústria como uma fonte de azoto para os microorganismos e para ajustar o pH durante a fermentação.

agente antimicrobiano para produtos alimentares

Já em 1895, sabia-se que a amônia foi "fortemente anti-séptico ... ele requer 1,4 gramas por litro para preservar caldo de carne ." Em um estudo, amoníaco anidro destruído 99,999% de bactérias zoonóticos em 3 tipos de alimentos para animais , mas não silagem . Amoníaco anidro é actualmente utilizado comercialmente para reduzir ou eliminar microbiana contaminação de carne . Carne magra finamente texturizada na indústria da carne é feito a partir gordos aparas de carne (c. De 50-70% de gordura), removendo a gordura utilizando calor e centrifugação , em seguida, tratamento com amoníaco para matar a E. coli . O processo foi considerado como eficaz e segura pelo Departamento de Agricultura dos Estados Unidos com base em um estudo que encontraram que o tratamento reduz a E. coli a níveis indetectáveis. Houve preocupações de segurança sobre o processo, bem como as queixas dos consumidores sobre o gosto eo cheiro de carne bovina tratada em níveis ótimos de amônia. O nível de amônia em qualquer produto final não chegou perto de níveis tóxicos para os seres humanos.

utilizações menores e emergentes

Refrigeração - R717

Por causa das propriedades de vaporização de amônia, que é um instrumento útil refrigerante . Foi utilizada antes a popularização dos clorofluorocarbonetos (Freono). Amoníaco anidro é amplamente utilizado em aplicações de refrigeração industrial e pistas de hóquei devido à sua elevada eficiência de energia e baixo custo. Ele sofre da desvantagem de toxicidade, o que restringe a sua utilização em pequena escala doméstica e. Juntamente com a sua utilização na moderna de refrigeração por compressão de vapor é utilizado em uma mistura juntamente com hidrogénio e água, em frigoríficos de absorção . O ciclo de Kalina , que é de importância crescente para centrais de energia geotérmica, depende do intervalo de ebulição de largura da mistura de amoníaco-água. Amoníaco líquido de arrefecimento também é usado no radiador S1 a bordo da Estação Espacial Internacional em dois loops, que são usados para regular a temperatura interna e permitir experiências dependentes da temperatura.

A importância potencial de amoníaco como refrigerante tem aumentado com a descoberta de que os CFC ventilada e HFC são extremamente potentes e estáveis gases de efeito estufa. A contribuição para o efeito estufa de CFCs e HFCs em uso atual, se ventilada, iria coincidir com a de todos CO 2 na atmosfera.

Para reparação de emissões gasosas

O amoníaco é utilizado para esfregar SO 2 a partir da queima de combustíveis fósseis, e o produto resultante é convertido em sulfato de amónio para uso como fertilizante. Amoníaco neutraliza o óxido de azoto (NO x ) os poluentes emitidos pelos motores a gasóleo. Esta tecnologia, denominada SCR ( redução catalítica selectiva ), baseia-se num vanádia catalisador com base.
O amoníaco pode ser utilizada para minimizar os derramamentos gasosos de fosgénio .

Como combustível

Motor de gás amoniacal Streetcar em Nova Orleans tirada por Alfred Waud em 1871.
O X-15 aeronaves de amoníaco usado como um componente de combustível de seu foguete de motor

A matéria- densidade de energia de amoníaco líquido é de 11,5 MJ / L, o que é cerca de um terço do que diesel . Embora ele pode ser usado como combustível, por uma série de razões isso nunca foi comum ou generalizada. Além disso a utilização directa de amoníaco como combustível em motores de combustão, há também a oportunidade de converter a amónia volta a hidrogénio, onde ele pode ser usado para pilhas de combustível de alimentação de hidrogénio ou directamente dentro das células de combustível de alta temperatura.

Amoníaco motores ou motores de amoníaco, utilizando amónia como um fluido de trabalho , têm sido propostos e usados ocasionalmente. O princípio é semelhante ao que usado em uma locomotiva apagada , mas com amónia como o fluido de trabalho, em vez de vapor ou de ar comprimido. Motores de amônia foram usados experimentalmente no século 19 por Goldsworthy Gurney no Reino Unido e na St. Charles Avenue Streetcar linha em Nova Orleans em 1870 e 1880, e durante a Segunda Guerra Mundial amoníaco foi utilizado em autocarros na Bélgica.

A amônia é, por vezes, proposto como uma alternativa prática para combustível fóssil para motores de combustão interna . O seu elevado índice de octano de 120 e baixa temperatura da chama permite o uso de taxas de compressão elevados, sem uma grande penalidade de alta produção de NOX. Desde amoníaco não contém carbono, a sua combustão não pode produzir monóxido de carbono, hidrocarbonetos ou fuligem.

No entanto amônia não pode ser facilmente utilizado em existentes ciclo Otto motores devido à sua muito estreita faixa de inflamabilidade , e também existem outras barreiras ao uso do automóvel generalizada. Em termos de fontes de amônia matérias, as plantas teriam que ser construídas para aumentar os níveis de produção, exigindo fontes de capital e de energia significativas. Embora seja o segundo produto químico mais produzido, a escala de produção de amoníaco é uma pequena fracção do uso de petróleo mundo. Pode ser fabricado a partir de fontes renováveis de energia, bem como o carvão ou a energia nuclear. A 60 MW Rjukan barragem em Telemark , Noruega e produzido de amônia por muitos anos a partir de 1913, fornecendo fertilizantes para grande parte da Europa.

Apesar disso, vários testes foram feitos. Em 1981, uma empresa canadense converteu um 1981 Chevrolet Impala para operar usando amônia como combustível. Em 2007, um captador Universidade de Michigan alimentado por amônia dirigiu de Detroit a San Francisco como parte de uma demonstração, exigindo apenas um preenchimento-up em Wyoming.

Em comparação com o hidrogénio como um combustível , amónia é muito mais eficiente em termos energéticos, e hidrogénio pode ser produzido, armazenado e entregue a um custo muito inferior como amoníaco, em vez de como comprimido e / ou hidrogénio criogénico. A conversão de amoníaco para hidrogénio por meio do processo de sódio-amida, quer como um catalisador para a combustão ou como combustível para uma célula de combustível de membrana de permuta de protões , é uma outra possibilidade. Conversão de hidrogénio permitiria o armazenamento de hidrogénio em cerca de 18% em peso em comparação com ~ 5% por hidrogénio gasoso sob pressão.

Motores de foguetes também foram alimentados por amônia. O Motors XLR99 Reaction motor de foguete que impulsionou o X-15 aviões de pesquisa hipersônico usado amônia líquida. Apesar de não ser tão poderoso como outros combustíveis, que não deixou nenhuma fuligem no motor de foguete reutilizável, e sua densidade de aproximadamente corresponde a densidade do oxidante, oxigênio líquido, o que simplificou o projeto do avião.

Como um estimulante

Anti- met sinal no tanque de amoníaco anidro, Otley, Iowa . Amoníaco anidro é um fertilizante agrícola comum que é também um ingrediente essencial na tomada de metanfetamina. Em 2005, Iowa usado o dinheiro da concessão para distribuir milhares de bloqueios para impedir criminosos de entrar nos tanques.

Amónia, como o vapor libertado pela sais aromáticos , tem encontrado uso significativo como um estimulante respiratório. O amoníaco é vulgarmente utilizado no fabrico ilegal de metanfetamina por meio de uma redução de Birch . O método de Birch fazendo metanfetamina é perigoso porque o metal alcalino e amoníaco líquido, são extremamente reactivos, e a temperatura de amoníaco líquido torna-o susceptível à ebulição explosivo quando os reagentes são adicionados.

Têxtil

Amoníaco líquido é utilizado para o tratamento de materiais de algodão, dando propriedades como mercerização , utilizando álcalis. Em particular, ele é usado para pré-lavagem de lã.

gás de elevação

À temperatura e pressão normal, o amoníaco é menos denso do que a atmosfera e tem, aproximadamente, 45-48% do poder de elevação de hidrogénio ou hélio . A amônia tem sido, por vezes, utilizado para encher balões meteorológicos como um gás de elevação . Devido ao seu ponto de ebulição relativamente elevada (em comparação com hélio e hidrogénio), de amoníaco poderia potencialmente ser refrigerado e liquefeito a bordo de uma aeronave para reduzir elevador e adicionar lastro (e devolvido a um gás para adicionar elevador e reduzir balastro).

Carpintaria

A amônia tem sido usada para escurecer carvalho branco quartersawn no Arts & Crafts e móveis Missão de estilo. vapores de amônia reagem com os taninos naturais da madeira e causar-lhe para alterar as cores.

portador de energia

A amónia pode ser fabricado a partir de energia solar, de ar e de água. Esta é uma maneira eficiente para empacotar hidrogénio em um produto químico que é muito mais barato de armazenar e transportar do que o hidrogénio puro seja como gás ou como líquido. Na verdade, por volume de amoníaco contém mais do que hidrogénio hidrogénio líquido. A amônia pode ser a chave para superar não só a diária, mas também as flutuações sazonais de fontes de energia renováveis.

Esta abordagem vai resolver muitos dos problemas previstos para a proposta economia do hidrogênio , que, em vez poderia ser substituído por uma economia Amônia, essencialmente ainda uma economia do hidrogênio.

No início de agosto de 2018, cientistas da Austrália ‘s Commonwealth Scientific and Industrial Research Organisation (CSIRO) anunciou o sucesso do desenvolvimento de um processo para liberar hidrogênio a partir de amônia e colheita que pelo ultra-alta pureza como combustível para carros. Este utiliza uma membrana especial. Dois demonstração veículos de células de combustível têm a tecnologia, a Hyundai Nexo e Toyota Mirai .

Em pequena escala, a produção intermitente de amônia, para uso agrícola local, pode ser um substituto viável para fixação rede elétrica como um dissipador de energia gerada por turbinas eólicas em instalações rurais isoladas. Essa produção seria necessariamente depender de métodos novos, de forma eficiente catalisadas a emergir dos laboratórios.

Precauções de segurança

Mais longa amônia do mundo gasoduto , que vai do TogliattiAzot fábrica na Rússia para Odessa na Ucrânia .

Os EUA Safety and Health Administration Ocupacional (OSHA) estabeleceu um limite de exposição de 15 minutos para o amoníaco gasoso de 35 ppm em volume no ar ambiental e um limite de exposição de 8 horas, de 25 ppm em volume. NIOSH recentemente reduziu o IPVS 500-300 com base em recentes interpretações mais conservadoras de pesquisa original em 1943. IPVS (Imediatamente perigoso para a vida e saúde) é o nível a que o trabalhador saudável pode ser exposto por 30 minutos sem sofrer efeitos de saúde irreversíveis. Outras organizações têm diferentes níveis de exposição. Normas US Navy [US Bureau of Enviado 1962] concentrações máximas permitidas (MACs): exposição contínua (60 dias): 25 ppm / 1 hora: 400 ppm de vapor Amoníaco tem um irritante odor pungente afiado,, que actua como um aviso de potencialmente perigoso exposição. O limiar médio odor é de 5 ppm, muito abaixo qualquer perigo ou dano. A exposição a concentrações muito elevadas de amoníaco gasoso pode resultar em dano pulmonar e morte. Embora amoníaco é regulada nos Estados Unidos como um gás não inflamável, que ainda se enquadra na definição de um material que é tóxico por inalação e requer uma autorização de segurança perigosos quando transportado em quantidades superiores a 13.248 G (3.500 galões). Produtos domésticos contendo amoníaco (ou seja, Windex ) nunca deve ser usada em conjunto com produtos que contêm lixívia, como a reacção química que resulta produz vapores altamente tóxicos.

Amônia líquida é perigoso porque é higroscópico e porque pode congelar carne. Veja efeitos transportadora de gás # Saúde de cargas específicas desenvolvidas no transporte de gás para mais informações.

toxicidade

A toxicidade das soluções de amoníaco geralmente não causa problemas para os seres humanos e outros mamíferos, como um mecanismo específico existe para evitar a sua acumulação na corrente sanguínea. Amoníaco é convertido para carbamoil fosfato pela enzima sintetase de fosfato de carbamoílo , e, em seguida, entra no ciclo da ureia para ser incorporado em aminoácidos ou excretado na urina. Peixes e anfíbios falta este mecanismo, uma vez que geralmente pode eliminar amónia de seus corpos por excreção directa. Amónia, mesmo em concentrações diluídas é altamente tóxico para animais aquáticos, e por esta razão, é classificado como perigoso para o ambiente .

A amônia é um componente do fumo do tabaco .

águas residuais de coque

O amoníaco está presente em correntes de águas residuais de coque, como um líquido sub-produto da produção de coque de carvão . Em alguns casos, a amônia é descarregada para o ambiente marinho , onde ele atua como um poluente. As siderúrgicas Whyalla em Austrália do Sul é um exemplo de uma instalação de produção de coque que descarrega amônia em águas marinhas.

aquicultura

toxicidade amoníaco acredita-se ser uma das causas de perdas inexplicáveis ​​de outra forma em piscicultura. O excesso de amónia pode acumular-se e causar alteração do metabolismo ou aumentos no pH do corpo do organismo exposto. Tolerância varia entre as espécies de peixes. A concentrações mais baixas, cerca de 0,05 mg / L, amônia não ionizados é prejudicial para espécies de peixes e pode resultar em pobres taxas de crescimento e conversão alimentar, fecundidade reduzida e a fertilidade e aumentar o stress e a susceptibilidade a infecções bacterianas e doenças. Exposto a um excesso de amónia, peixes podem sofrer a perda de equilíbrio, hiper-excitabilidade, aumento da actividade respiratória e a absorção de oxigénio e aumento da frequência cardíaca. Em concentrações superiores a 2,0 mg / L, provoca amoníaco guelras e tecido danos, letargia extrema, convulsões, coma e morte. As experiências mostraram que a concentração letal para uma variedade de espécies de peixe varia entre 0,2 a 2,0 mg / l.

Durante o inverno, quando os feeds reduzidos são administrados ao estoque aquicultura, os níveis de amônia pode ser maior. temperaturas ambiente mais baixas reduzem a taxa de fotossíntese das algas assim menos amoníaco é removido por qualquer algas presente. Dentro de um ambiente aquicultura, especialmente em larga escala, não há remédio de ação rápida para os níveis de amônia elevados. Prevenção ao invés de correção é recomendado para reduzir os danos aos peixes de viveiro e em sistemas de água abertos, o ambiente circundante.

informações de armazenamento

Semelhante a propano , anidro amoníaco ferve abaixo da temperatura ambiente, quando a pressão atmosférica. Um recipiente de armazenamento capaz de 250  psi (1,7  MPa ) é apropriada para conter o líquido. Compostos de amio nunca deve ser autorizado a entrar em contacto com as bases (salvo em uma reacção pretendida e continha), como quantidades perigosas de amoníaco gasoso poderia ser libertado.

uso doméstico

Soluções de amónia (5-10% por peso) são utilizadas como produtos de limpeza doméstica, particularmente para o vidro. Estas soluções são irritantes para os olhos e das membranas mucosas (aparelhos respiratório e digestivo), e em menor grau a pele. Deve ser tomada precaução de que o produto químico nunca é misturado em qualquer líquido que contém branqueador, como um gás venenoso pode resultar. Misturar com cloro produtos -containing ou oxidantes fortes, tais como o agregado de branqueamento , pode levar-se a compostos perigosos, tais como cloraminas .

uso em laboratório de soluções de amoníaco

amostra de ácido clorídrico libertando vapores de HCl, que está a reagir com vapores de amoníaco para produzir um fumo branco de cloreto de amónio.

Os perigos de soluções de amoníaco dependem da concentração: "diluir" soluções de amoníaco são geralmente de 5-10% em peso (<5,62 mol / L); soluções de "concentrados" são geralmente preparados em> 25% por peso. Uma solução a 25% (por peso) tem uma densidade de 0,907 g / cm 3 , e uma solução que tem uma densidade mais baixa será mais concentrado. A classificação da União Europeia de soluções de amônia é dado na tabela.

Concentração
por peso (w / w)
Molarity Concentração
massa / volume (w / v)
Classificação 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 95,7-226,3 g / L Corrosivo ( C ) R34
> 25% > 13,29 mol / L > 226,3 g / L Corrosivo ( C )
perigoso para
o meio ambiente ( N )
R34 , R50
Frases S : (S1 / 2) , S16 , S36 / 37/39 , S45 , S61 .

O vapor de amoníaco a partir de soluções de amoníaco concentrada é gravemente irritante para os olhos e do tracto respiratório, e essas soluções só deve ser manuseado numa hote. Saturado ( "a 0,880" - ver #properties ) soluções podem desenvolver uma pressão significativa no interior de um frasco fechado durante o tempo quente, e a garrafa deve ser aberta, com cuidado; isso geralmente não é um problema para 25% ( "0,900") soluções.

As soluções de amoníaco não devem ser misturados com halogénios , como produtos tóxicos e / ou explosivos são formados. O contacto prolongado de soluções de amoníaco, com prata , o mercúrio ou de iodeto de sais pode também conduzir a produtos explosivos: tais misturas são muitas vezes formados em análise inorgânica qualitativa , e deve ser levemente acidificada mas não concentrados (<6% w / v) antes de ser descartado uma vez o teste está completo.

uso em laboratório de amoníaco anidro (gás ou líquido)

Amoníaco anidro é classificado como tóxico ( T ) e perigoso para o meio ambiente ( N ). O gás inflamável é ( temperatura de autoignição : 651 ° C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16-25%). O limite permitido (PEL) nos Estados Unidos é de 50  ppm (35 mg / m 3 ), enquanto o IPVS concentração é estimado em 300 ppm. A exposição repetida a amoníaco diminui a sensibilidade ao cheiro do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações de menos de 50 ppm, mas os indivíduos dessensibilizadas pode não detectar que mesmo a concentrações de 100 ppm. Amônia anidra corrói o cobre - e zinco contendo ligas , e assim latão acessórios não deve ser utilizado para o tratamento do gás. Amónia líquida também pode atacar borracha e certos plásticos.

Amoníaco reage violentamente com os halogéneos. Triiodeto de azoto , um primário altamente explosivo , é formado quando amoníaco entra em contacto com o iodo . Amoníaco faz com que o explosivo de polimerização de óxido de etileno . Constitui também explosivos fulminantes compostos com compostos de ouro , prata , mercúrio , germânio ou telúrio , e com stibine . Reacções violentas também têm sido relatadas com acetaldeído , hipoclorito de soluções, ferricianeto de potássio e peróxidos .

Síntese e produção

tendência de produção de amônia, entre 1947 e 2007

Devido às suas muitas utilizações, a amónia é um dos produtos químicos inorgânicos mais altamente produzidos. Dezenas de fábricas de produtos químicos em todo o mundo produzir amônia. Consumir mais de 1% de toda a energia artificial, produção de amônia é um componente significativo do orçamento mundial de energia. O USGS relata a produção de amônia mundial em 2014 foi de 176 milhões de toneladas. China foi responsável por 32,6% de que (cada vez mais a partir de carvão, como parte de ureia síntese), seguido por Rússia em 8,1%, Índia em 7,6%, e nos Estados Unidos em 6,4%. Cerca de 88% da amônia produzida foi usada para fertilizar cultivos agrícolas. A partir de 2012, a produção mundial de amoníaco produzido a partir do gás natural, utilizando o processo de reformação de vapor foi de 72 por cento.

Antes do início da Primeira Guerra Mundial , mais amoníaco foi obtido pela destilação a seco dos vegetais e desperdícios animais produtos azotados, incluindo camelo estrume , onde foi destilada pela redução de ácido nitroso e nitritos com hidrogénio; Além disso, foi produzido pela destilação de carvão , e também pela decomposição de sais de amónio por alcalinas hidróxidos, tais como cal viva , o sal mais geralmente utilizado ser o cloreto ( sal amoníaco ) assim:

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

Hidrogénio para a síntese de amoníaco, também pode ser produzido economicamente, utilizando o gás de água de reacção, seguido pelo deslocamento de gás de água de reacção, produzido pela passagem de vapor através de vermelho-quente coque , para dar uma mistura dos gases hidrogénio e dióxido de carbono, seguido por remoção do carbono dióxido de "lavagem" da mistura gasosa com água sob pressão (25 atmosferas convencionais (2500  kPa )); ou usando outras fontes, tais como carvão ou coque de gaseificação.

Plantas produtoras de amoníaco modernos dependem industrial de produção de hidrogénio que reagem com azoto atmosférica utilizando uma magnetite catalisador ou ao longo de um catalisador Fe promovida sob alta pressão (100 atmosferas padrão (10.000 kPa)) e temperatura (450 ° C) para formar amoníaco líquido anidro. Este passo é conhecido como o ciclo de stese de amonco (também referido como o processo de Haber-Bosch ):

3 H 2 + N 2 → 2 NH 3 ( g )

Hidrogénio necessário para a síntese de amoníaco, também poderia ser produzido economicamente usando outras fontes, tais como carvão ou coque de gaseificação ou menos economicamente a partir da electrólise da água em oxigénio + hidrogénio e outras alternativas que são presentemente impraticável para grande escala. Ao mesmo tempo, a maior parte de amoníaco da Europa foi produzido a partir da planta Hidro em Vemork , por via eletrólise. Várias fontes de eletricidade de energia renováveis também são potencialmente aplicáveis.

Como uma alternativa sustentável à relativamente ineficiente de electrólise , o hidrogénio pode ser gerado a partir de resíduos orgânicos (tais como resíduos de biomassa ou agro-industrial), utilizando a reformação catalítica . Isto liberta hidrogénio a partir de substâncias carbonosas em apenas 10-20% da energia utilizada por electrólise e pode levar a hidrogénio a ser produzido a partir de resíduos municipais abaixo do custo zero (tendo em conta as taxas de derrubada e eficiente de reformação catalítica, tal como a frio de plasma). Catalítica (térmico) de reformação é possível em plantas pequenas, distribuídas (mesmo móveis), para tirar vantagem do baixo-valor, de cadeia biomassa / resíduos biológicos ou depósitos de gás natural. A conversão de tais resíduos em amoníaco resolve o problema da armazenagem de hidrogénio, como o hidrogénio pode ser libertado a partir de amoníaco economicamente on-demand, sem a necessidade de alta pressão ou de armazenamento criogénico.

É também mais fácil de armazenar amônia a bordo de veículos do que para armazenar hidrogênio, como a amônia é menos inflamável do que a gasolina ou GLP.

Há progresso recente significativo na síntese de amoníaco de forma mais eficiente a partir de H 2 e N 2 do que com o processo de Haber. Em 2012, Masaaki Kitano (9 e co-autores), a trabalhar com um catalisador de ruténio orgânico, demonstraram "Amoníaco Síntese Usando uma Electreto Estável como um doador de electrões e reversível de hidrogénio loja". Em Janeiro de 2018, Gong Yutong (12 e co-autores) demonstraram "LaCoSi intermetálicos ternários como um catalisador para a N 2 activação", um processo de produção igualmente eficiente, que não depende de metal raro. Em Julho de 2018, Xiaoqian Wang (e 14 co-autores) demonstraram "atomicamente disperso Au um catalisador em direcção síntese electroquímica eficiente de amoníaco", um processo ainda mais eficiente.

Para a síntese de laboratório de pequena escala, pode-se aquecer ureia e Ca (OH) 2

(NH2) 2 CO + Ca (OH) 2 → CaCO 3 + 2NH 3

amoníaco líquido, como um solvente

Amoníaco líquido é o mais conhecido e mais amplamente estudado solvente ionizante não aquoso. A sua propriedade mais notável é a sua capacidade para dissolver metais alcalinos para formar soluções altamente coloridos, electricamente condutoras contendo electrões solvatados . Para além destas soluções notáveis, a maior parte da química em amoníaco líquido pode ser classificado, por analogia com reacções relacionados em soluções aquosas. A comparação das propriedades físicas de NH 3 com os da água mostra NH 3 tem o ponto de fusão mais baixo, ponto, a densidade, a ferver viscosidade , constante dieléctrica e a condutividade eléctrica ; isto é devido, pelo menos em parte para a ligação de hidrogénio mais fraca em NH 3 e por tal ligação não pode formar redes reticuladas, uma vez que cada NH 3 molécula tem apenas um par de electrões em comparação com dois em cada um H 2 molécula S. A auto-iónica constante de dissociação de líquido NH 3 a -50 ° C é de cerca de 10 -33 mol 2 · l -2 .

Solubilidade de sais

Solubilidade (g de sal por 100 g de líquido NH 3 )
Acetato de amónio 253,2
Nitrato de amônio 389,6
nitrato de lítio 243,7
nitrato de sódio 97,6
Nitrato de potássio 10.4
Fluoreto de sódio 0,35
cloreto de sódio 157,0
brometo de sódio 138,0
iodeto de sódio 161,9
tiocianato de sódio 205,5

Amónia líquida é um solvente ionizante, embora menos do que a água, e dissolve-se uma gama de compostos iónicos, incluindo muitos nitratos , nitritos , cianetos , tiocianatos , complexos de metal ciclopentadienilo e bis (trimetilsilil) de metal amidas . A maioria dos sais de amónio são solúveis e actuar como ácidos em soluções de amoníaco líquido. A solubilidade do haleto de sais aumenta a partir de fluoreto de iodeto . Uma solução saturada de nitrato de amónio ( solução Divers' , em homenagem a Edward Divers ) contém 0,83 moles de soluto por mole de amoníaco e tem uma pressão de vapor inferior a 1 bar até mesmo a 25 ° C (77 ° F).

Soluções de metais

Amónia líquida irá dissolver-se os metais alcalinos e outros electropositivos metais, tais como magnésio , cálcio , estrôncio , bário , európio e itérbio . Em baixas concentrações (<0,06 mol / l), soluções azuis profundos são formados: estes contêm catiões metálicos e electrões solvatados , electrões livres que estão rodeados por uma gaiola de moléculas de amoníaco.

Estas soluções são muito úteis como agentes redutores fortes. Em concentrações mais elevadas, as soluções são metálico na aparência e na condutividade eléctrica. A baixas temperaturas, os dois tipos de solução podem coexistir como imiscíveis fases.

propriedades redox de amónia líquida

E ° (V, amoníaco) E ° (V, água)
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 - ⇌ ½ H 2 + NH 3 0.00 -
Cu 2 + + 2e - ⇌ Cu 0,43 0,34
Ag + + e - ⇌ Ag 0,83 0,80

A gama de estabilidade termodinâmica de soluções de amoníaco líquido é muito estreito, como o potencial de oxidação de diazoto, E ° (N 2 + 6NH 4 + + 6e - ⇌ 8NH 3 ), é de apenas 0,04 V. Na prática, tanto a oxidação diazoto e redução de di-hidrogenofosfato são lentos. Isto é particularmente verdadeiro para reduzir soluções: soluções de metais alcalinos acima referidos são estáveis durante vários dias, decompondo-se lentamente para a amida de metal e di-hidrogenofosfato. A maioria dos estudos que envolvem soluções de amoníaco líquido são feitas em condições redutoras; apesar de oxidação de amoníaco líquido é geralmente lenta, ainda há um risco de explosão, particularmente se os iões de metais de transição estão presentes como possíveis catalisadores.

O papel da amônia em sistemas biológicos e doenças humanas

Os principais sintomas da hiperamonemia (amónia atingindo concentrações tóxicas).

A amônia é tanto uma resíduos metabólicos e uma entrada metabólico durante toda a biosfera . É uma importante fonte de nitrogênio para sistemas vivos. Embora o azoto atmosférico é abundante (mais de 75%), alguns seres vivos são capazes de utilizar esse azoto atmosférico na sua forma diatómico, N 2 gás. Portanto, a fixação de azoto é necessário para a síntese de aminoácidos, que são os blocos de construção de proteína . Algumas plantas dependem de amônia e outros resíduos nitrogenados incorporada ao solo pela decomposição da matéria. Outros, tais como fixadores de azoto leguminosas , beneficiar de simbióticas relações com Rhizobium que criam amoníaco a partir de azoto atmosférico.

biossíntese

Em determinados organismos, o amoníaco é produzido a partir de azoto atmosférico por enzimas denominadas nitrogenase . O processo global é chamado de fixação do azoto . Intenso esforço tem sido dirigido para a compreensão do mecanismo de fixação biológica; o interesse científico neste problema é motivada pela estrutura não usual do local activo da enzima, que consiste de uma Fe 7 MoS 9 conjunto.

O amoníaco é também um produto metabólico de aminoácidos desaminação catalisada por enzimas, tais como glutamato desidrogenase 1 . Excreção amoníaco é comum em animais aquáticos. Nos seres humanos, que é rapidamente convertido em ureia , que é muito menos tóxica, particularmente menos de base . Esta ureia é um componente importante do peso seco de urina . A maioria dos répteis, pássaros, insectos, moluscos e excretar ácido úrico unicamente como resíduos azotados.

na fisiologia

O amoníaco também desempenha um papel no normal e anormal dos animais fisiologia . Ele é biossintetizado através do metabolismo de aminoácidos normal e é tóxico em concentrações elevadas. O fígado converte amoníaco a ureia através de uma série de reacções conhecidas como o ciclo da ureia . Disfunção do fígado, tal como o observado na cirrose , pode conduzir a elevadas quantidades de amoníaco no sangue ( hiperamonemia ). Do mesmo modo, defeitos nos enzimas responsáveis pelo ciclo da ureia, tais como ornitina transcarbamilase , levar a hiperamonemia. Hiperamonemia contribui para a confusão e coma de encefalopatia hepática , bem como a doença neurológica comum em pessoas com defeitos do ciclo da ureia e acidúrias orgânicos .

O amoníaco é importante para o equilíbrio ácido / animais de base normal. Após a formação de amónio a partir de glutamina , α-cetoglutarato pode ser degradado para produzir duas moléculas de bicarbonato , os quais são, então, disponível como tampões para ácidos alimentares. Amónio é excretada na urina, o que resulta em perda de ácido líquido. O amoníaco pode-se difundir através dos túbulos renais, combinam-se com um ião de hidrogénio, e, assim, permitir uma maior excreção de ácido.

Excreção

Íons de amônio são um tóxico subproduto do metabolismo em animais . Em peixes e invertebrados aquáticos, é excretado directamente para dentro da água. Nos mamíferos, tubarões, e anfíbios, é convertido no ciclo da ureia de ureia , porque é menos tóxico e pode ser armazenado de forma mais eficiente. Nas aves, répteis e caracóis terrestres, de amónio metabólica é convertido em ácido úrico , que é sólida, e pode, portanto, ser excretada com a perda mínima de água.

Intervalos de referência para os testes de sangue , comparando o conteúdo de sangue de amónia (mostrado em meio próximo amarelo) com outros constituintes

em astronomia

Amoníaco ocorre nas atmosferas dos planetas gases exteriores, tais como Júpiter (0,026% de amoníaco) e Saturn (0,012% de amoníaco).

O amoníaco foi detectada em atmosferas dos gigantes gás planetas, incluindo Júpiter , juntamente com outros gases, como o metano, hidrogénio, e hélio . O interior de Saturn podem incluir cristais congelados de amoníaco. É naturalmente encontrado na Deimos e Fobos - as duas luas de Marte .

espaço interestelar

A amônia foi detectado pela primeira vez no espaço interestelar em 1968, com base em microondas emissões da direcção do núcleo galáctico . Este foi o primeiro poliatômico molécula a ser assim detectada. A sensibilidade da molécula a uma ampla gama de excitações e a facilidade com que ele pode ser observado em várias regiões fez amoníaco uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares . A intensidade relativa das linhas de amoníaco pode ser utilizado para medir a temperatura do meio de emissores.

O seguinte espécies isotópica de amoníaco foram detectados:

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

A detecção de triplamente deuterado amoníaco foi considerada uma surpresa como deutério é relativamente escasso. Pensa-se que as condições de baixa temperatura com que esta molécula de sobreviver e de se acumular.

Desde a sua descoberta interestelar, NH 3 provou ser uma ferramenta de valor inestimável espectroscópica no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições sensíveis a uma ampla gama de condições de excitação, NH 3 tem sido amplamente astronomicamente detectado - a sua detecção tenha sido descrita em centenas de artigos de revistas. Listados abaixo é uma amostra de artigos de jornal que destaca a gama de detectores que têm sido utilizados para identificar amônia.

O estudo de amônia interestelar tem sido importante para um número de áreas de pesquisa nas últimas décadas. Alguns destes são delineadas abaixo e envolvem principalmente usando amoníaco como um termómetro interestelar.

mecanismos de formação Interestelares

Modelo de esfera-e-vara do catião diamminesilver (I), [Ag (NH 3 ) 2 ] +

A abundância interestelar para amônia foi medida para uma variedade de ambientes. O [NH 3 ] / [H 2 ] proporção foi estimada entre 10 -7 em pequenas nuvens escuros até 10 -5 no núcleo denso do Complexo Orion Nuvem molecular . Embora um total de 18 total de vias de produção têm sido propostos, o principal mecanismo de formação para interestelar NH 3 é a reacção:

NH 4 + + e - → NH 3 + H ·

A constante de velocidade, k , desta reacção depende da temperatura do meio ambiente, com um valor de 5,2 x 10 -6 a 10 K. A constante de velocidade foi calculada a partir da fórmula . Para a reacção de formação de primário, um  =  1,05 x 10 -6 e B  = -0,47 . Assumindo que um NH 4 + abundância de 3 × 10 -7 e uma abundância de electrões de 10 -7 típico de nuvens moleculares, a formação irá prosseguir a uma velocidade de 1,6 x 10 -9  cm -3 s -1 em uma nuvem molecular do total densidade de 10 5  cm N ° -3 .

Todas as outras reacções de formação propostos têm constantes de velocidade de entre 2 e 13 ordens de magnitude menor, tornando a sua contribuição para a abundância de amônia relativamente insignificante. Como um exemplo da outra contribuição menor reacções de formação de jogar, a reacção:

H 2 + NH 2 → NH 3 + H

tem uma constante de velocidade de 2,2 × 10 -15 . Assumindo H 2 densidades de 10 5 e [NH 2 ] / [H 2 ] razão de 10 -7 , esta reacção decorre a uma velocidade de 2,2 x 10 -12 , mais de 3 ordens de grandeza mais lento do que a reacção primária acima.

Algumas das outras reações possível formação são:

H - + NH 4 + → NH 3 + H 2
PNH 3 + + e - → P + NH 3

mecanismos de destruição Interestelares

Existem 113 reacções propostas totais que conduzem à destruição de NH 3 . Destes, 39 foram tabulados em tabelas extensas da química entre os compostos de C, N, e S. Uma revisão de amoníaco interestelar cita as seguintes reacções como os principais mecanismos de dissociação:

NH 3 + H 3 + → NH 4 + + H 2

 

 

 

 

( 1 )

NH 3 + HCO + → NH 4 + + CO

 

 

 

 

( 2 )

com constantes de velocidade de 4,39 × 10 -9 e 2,2 × 10 -9 , respectivamente. As equações acima ( 1 , 2 ) ser executado a uma taxa de 8,8 x 10 -9 e 4,4 x 10 -13 , respectivamente. Estes cálculos assumiu as constantes de velocidade de dados e as abundâncias de [NH 3 ] / [H 2 ] = 10 -5 , [H 3 + ] / [H 2 ] = 2 x 10 -5 , [HCO + ] / [H 2 ] = 2 x 10 -9 , e de densidades no total n = 10 5 , típicos de nuvens frias, densas, moleculares. É evidente que, entre estas duas reacções primárias, a equação ( 1 ) representa a reacção de destruição dominante, com uma taxa de ~ 10.000 vezes mais rápida do que a equação ( 2 ). Isto é devido à relativamente elevada abundância de H 3 + .

detecções de antena individuais

Observações de rádio de NH 3 a partir do telescópio de rádio Effelsberg 100-m revelam que a linha de amoníaco é separado em dois componentes - um cume fundo e um núcleo não resolvido. O fundo corresponde bem com os locais detectados anteriormente CO. A 25 m telescópio Chilbolton na Inglaterra detectado assinaturas de rádio de amoníaco em regiões HII , HNH 2 S masers , HH objectos, e outros objectos associados com a formação de estrela. Uma comparação de larguras de linha de emissão indica que a velocidade turbulenta ou sistemáticos não aumentam nos núcleos centrais das nuvens moleculares.

A radiação de microondas a partir de amoníaco foi observada em vários objectos galácticos incluindo W3 (OH), Orion A , W43, W51, e cinco fontes no centro galáctico. A alta taxa de detecção indica que esta é uma molécula comum no meio interestelar e que as regiões de alta densidade são comuns na Galaxy.

estudos interferométricos

VLA observações de NH 3 em sete regiões com alta velocidade saídas gasosos revelou condensações de menos do que 0,1 pc em L1551, S140, e Cepheus Uma . Três condensações individuais foram detectados em Cepheus A, um deles com uma forma alongada altamente. Eles podem desempenhar um papel importante na criação da saída bipolar na região.

Amoníaco Extragaláxico foi fotografada usando a VLA em IC 342 . O gás quente tem temperaturas superiores a 70 K, a qual foi inferida a partir das proporções de linha de amoníaco e parece estar intimamente associada com as porções mais internas da barra nuclear visto em CO. NH 3 foi também monitorizada por VLA para uma amostra de quatro regiões HII ultracompact galáctico : G9.62 + 0,19, 0,03 + G10.47, G29.96-0.02, e G31.41 + 0,31. Com base na temperatura e densidade de diagnóstico, conclui-se que, em geral, esses aglomerados são provavelmente os sítios da formação de estrela maciça em uma fase evolutiva precoce antes do desenvolvimento de uma região HII ultracompact.

detecções infravermelhos

Absorção a 2,97 micrómetros, devido à amónia sólido foi registada a partir de grãos interstelares no objecto Becklin-Neugebauer e provavelmente em NGC 2264-IR, bem. Esta detecção ajudou a explicar a forma física de linhas de absorção de gelo anteriormente mal compreendidos e afins.

Um espectro do disco de Júpiter foi obtido a partir do Airborne Observatory Kuiper , cobrindo os 100 a 300 centímetros -1 gama espectral. A análise do espectro proporciona informações sobre as propriedades médias globais de gás de amônia e uma névoa de amoníaco gelo.

Um total de 149 posições nuvem escuras foram pesquisados quanto a evidências de 'núcleos densos e usando o (J, K) = (1,1) em rotação linha de inversão de NH 3 . Em geral, os núcleos não são em forma esférica, com relações de aspecto variando de 1,1 a 4.4. Encontra-se também que núcleos com estrelas têm linhas mais amplas do que os núcleos sem estrelas.

O amoníaco foi detectado na nebulosa Draco e em um ou, possivelmente, duas nuvens moleculares, que estão associados com a alta latitude galáctica Cirrus infravermelho . A descoberta é importante porque eles podem representar os locais de nascimento para a população I metalicidade do tipo B estrelas no halo galáctico que poderia ter sido suportados no disco galáctico.

Observações de nuvens escuras nas proximidades

Ao equilibrar e a emissão estimulada com emissão espontânea, é possível construir uma relação entre a temperatura de excitação e densidade. Além disso, uma vez que os níveis de transição de amoníaco pode ser aproximada por um sistema de 2 nível a baixas temperaturas, este cálculo é bastante simples. Esta premissa pode ser aplicado a nuvens escuras, regiões com suspeita de temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para a futura formação de estrelas. Detecções de amoníaco em nuvens escuras mostram linhas-indicativos muito estreitas não apenas de baixas temperaturas, mas também de um baixo nível de turbulência interna-nuvem. Cálculo da razão de linha fornecer uma medição de temperatura da nuvem que é independente de observações anteriores de CO. As observações de amoníaco foram consistentes com as medições de CO de temperaturas de rotação de ~ 10 K. Com isso, as densidades podem ser determinadas, e foram calculados a variar entre 10 4 e 10 5 cm N ° -3 em nuvens escuras. Mapeamento de NH 3 dá nuvens tamanhos típicos de 0,1 pc e massas próximas uma massa solar. Estes frias, núcleos densos são os sites de futuro a formação de estrelas.

regiões HII UC

regiões ultra-compacto HII estão entre os melhores marcadores de alta massa formação de estrelas. O material denso circundante regiões Uchii é provável principalmente molecular. Uma vez que um estudo completo de formação de estrelas massivas envolve, necessariamente, a nuvem a partir do qual a estrela formada, a amônia é uma ferramenta inestimável para a compreensão deste material molecular circundante. Uma vez que este material de peso molecular pode ser espacialmente resolvido, é possível restringir o aquecimento / fontes, temperaturas, massas e tamanhos das regiões ionizante. componentes de velocidade de deslocamento Doppler permitir a separação de regiões distintas de gás molecular que podem rastrear saídas e núcleos quentes provenientes de estrelas formando.

detecção Extragaláxico

O amoníaco foi detectada em galáxias externas, e através da medição simultaneamente várias linhas, é possível medir directamente a temperatura do gás nessas galáxias. Razões de linhas implica que as temperaturas de gás são quente (~ 50 K), originários das nuvens densas com tamanhos de dezenas de pc. Este quadro é consistente com a nossa imagem dentro de maneira leitosa densa forma núcleos moleculares Galaxy-quente em torno recém formando estrelas incorporados em grandes nuvens de material de peso molecular na escala de várias centenas de pc (nuvens moleculares gigantes; GMC).

Veja também

Notas

Referências

Outras leituras

links externos