A amônia é encontrada em pequenas quantidades na atmosfera, sendo produzida pela putrefação de matéria nitrogenada de plantas e animais. A amônia e os sais de amônio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, onde o cloreto de amônio e o sulfato de amônio são encontrados em áreas vulcânicas; Cristais de bicarbonato de amônio foram encontrados na Patagônia, no guano. O rim secreta amônia para neutralizar o excesso de ácido.[11] Os sais de amônia são distribuídos em solos férteis e no oceano. A amônia também é encontrada em outras partes do sistema solar: em Marte "Marte (planeta)"), Júpiter "Júpiter (planeta)"), Saturno "Saturno (planeta)"), Urano "Urano (planeta)"), Netuno "Netuno (planeta)") e Plutão "Plutão (planeta anão)"). Substâncias que contêm amônia, ou semelhantes a ela, são chamadas de amoniacal.

As fugas de um gás inflamável para fora da estrutura que o contém são perigosas, pois este gás pode causar uma grave deflagração ao entrar em contacto com uma chama.

Contenido

El amoníaco es un gas incoloro con un olor desagradable y nauseabundo. Es más ligero que el aire, su densidad es 0.589 veces la del aire de la atmósfera. Se condensa fácilmente por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido hierve a –33.3 °C y se congela a los –77.7 °C en cristales blancos.[12]​.

El amoníaco se puede desodorizar fácilmente reaccionando con algún ácido. Así se forman sales de amonio sin olor, ya que se comporta como una base "Base (química)").

La simetría del cristal es cúbico, su símbolo pearson es CP16, grupo espacial P 213 No.198, constante de red 0.5125 nm.[13]​.

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.

El amoníaco es miscible con agua. En una solución acuosa puede separarse por ebullición. La solución acuosa de amoníaco es una base. La concentración máxima de amoníaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm³ (880 kg/m³) y es frecuentemente conocido como 'amoníaco 0.880'.

El amoníaco casero o hidróxido de amonio es una solución de NH en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de la Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30 % por peso de amoníaco) como concentración típica del producto comercial.

El amoníaco no se quema ni sostiene la combustión por sí mismo, excepto en mezclas de combustible con el 15 a 25 % de aire.

Cuando se mezcla con oxígeno se quema con una llama de color verde amarillento pálido. A 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 o tricloramina (NCl).

Estrutura

A molécula de amônia tem uma forma piramidal trigonal, conforme previsto pela teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência, com um determinado ângulo de ligação de 106,7°. O átomo central de nitrogênio possui cinco elétrons externos com um elétron adicional de cada átomo de hidrogênio. Isso dá um total de oito elétrons, ou quatro pares de elétrons dispostos tetraedricamente. Três desses pares de elétrons são usados ​​como ligações de pares, deixando um par de elétrons livre. Este par repele mais fortemente os pares de ligação, de modo que o ângulo de ligação não é 109,5° como seria esperado para um arranjo tetraédrico, mas sim 106,7°. O átomo de nitrogênio na molécula possui um par solitário de elétrons, o que faz com que a amônia seja uma base, aceitadora de prótons. Esta forma dá à molécula um momento dipolar e a torna uma molécula polar. A polaridade da molécula e, principalmente, sua capacidade de formar ligações de hidrogênio, tornam a amônia altamente miscível em água. A amônia é moderadamente básica, uma solução aquosa 1 M tem um pH de 11,6 e se um ácido forte for adicionado à solução até que a solução atinja um pH neutro de (pH = 7), 99,4%, as moléculas de amônia são protonadas. A temperatura e a salinidade também afetam a proporção de NH. O produto resultante tem formato regular e é isoeletrônico com metano.

A molécula de amônia sofre prontamente inversão de nitrogênio à temperatura ambiente; Uma analogia útil é quando um guarda-chuva gira de cabeça para baixo com um vento forte. A barreira de energia para essa inversão é de 24,7 kJ/mol, e a frequência de ressonância é de 23,79 GHz, correspondendo à radiação de micro-ondas com comprimento de onda de 1.260 cm. A absorção nesta frequência foi a primeira espectroscopia de microondas observada.[15]​.

Anfotericidade

Uma das características mais importantes da amônia é a sua basicidade. A amônia é considerada uma base fraca. Combina-se com ácidos para formar sais; com ácido clorídrico forma cloreto de amônio; com ácido nítrico, nitrato de amônio, etc. Em qualquer caso, a amônia perfeitamente seca não se combina com o cloreto de hidrogênio completamente seco; a água é necessária para que a reação ocorra. Como demonstração do experimento, garrafas abertas com amônia concentrada e ácido clorídrico produzem nuvens de cloreto de amônio, que parecem surgir "do nada" enquanto os sais se formam onde as duas nuvens de difusão das moléculas se encontram, entre as duas garrafas.

Os sais produzidos pela ação da amônia em ácidos são conhecidos como compostos de amônio, que contêm o íon amônio. (NH).

Embora a amônia seja conhecida como uma base fraca, ela também funciona como um ácido muito fraco. É uma substância prótica se for capaz de formar aminas (que contêm o íon NH). Por exemplo, lítio dissolvido em amônia líquida para dar uma solução de amina de lítio.

Auto dissociação

Assim como a água, a amônia sofre autoionização molecular para formar suas bases conjugadas e ácidos.

À pressão e temperatura padrão, K=[][] = 10.

Combustão

A combustão da amônia gera nitrogênio molecular e água, e é uma reação exotérmica:.

O poder de aquecimento, ΔH°, expresso por mol de amônia e formação de condensação de água, é -382,81 kJ/mol. O dinitrogênio é o produto termodinâmico da combustão da amônia: todos os óxidos de nitrogênio são instáveis ​​em relação ao N e ao O, que é o princípio por trás da conversão catalítica. Porém, os óxidos de nitrogênio podem ser formados por produtos cinéticos na presença de catálise adequada, reação de grande importância industrial na produção de ácido nítrico:

Uma reação subsequente leva ao NO.

A combustão da amônia no ar é muito difícil na ausência de um catalisador "Catalisador (química)"), uma vez que a temperatura da chama é normalmente inferior à temperatura de ignição da mistura amônia-ar. A faixa inflamável da amônia no ar é de 16% a 25%.[17]​.

Formação de outros compostos

Na química orgânica, a amônia pode atuar como nucleófilo em reações de substituição nucleofílica. As aminas podem ser formadas pela reação da amônia com haloalcanos, embora o -NH resultante também seja nucleofílico e aminas secundárias e terciárias sejam formadas como subprodutos. Um excesso de amônia ajuda a minimizar múltiplas substituições e neutraliza os halogenetos de hidrogênio formados. A metilamina é preparada comercialmente pela reação da amônia com clorometano, e a reação da amônia com ácido 2-bromopropanóico tem sido usada para preparar alanina racêmica com rendimento de 70%. A etanolamina é preparada por uma reação de oxidação com etileno: a reação às vezes produz dietanolamina e trietanolamina.

As amidas podem ser preparadas pela reação da amônia com derivados do ácido carboxílico. O cloreto de acila é o mais reativo, mas a amônia deve estar presente em pelo menos o dobro para neutralizar o ácido clorídrico formado. Ésteres e anidridos também reagem com amônia para formar amidas. Os sais de amônio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados em amidas por tanto tempo que nenhum grupo termicamente sensível esteja presente: são necessárias temperaturas de 150 °C a 200 °C.

O hidrogênio na amônia pode ser substituído por metais, então o magnésio queima no gás com a formação de nitreto de magnésio MgN, e quando o gás passa sobre sódio ou potássio superaquecido, formam-se sodamida, NaNH, e potasamida, KNH. Onde necessariamente na nomenclatura IUPAC, "azano" é preferido como o nome do anômico: portanto, a cloramina seria chamada de "cloroazano", não de cloroamônia.

A amônia pentavalente é conhecida como λ-amino, ou mais comumente como amônio hídrico. É um sólido cristalino que é estável apenas em altas pressões e se decompõe novamente em amônia trivalente e gás hidrogênio em condições normais. Esta substância foi investigada como possível combustível em 1966.[18]​.

Amônia como ligante

A amônia pode funcionar como ligante em complexos de metais de transição. É um doador σ, no meio da série espectroquímica, e apresenta comportamento intermediário duro-soft. Alguns complexos de amônia incluem 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH)(HO)]), ([Ag(NH)]) que é a espécie ativa do agente de Tollen. A formação deste complexo também pode ser distinguida entre precipitados de diferentes haletos de prata: o cloreto de prata (AgCl) é solúvel em solução diluída de amônia (2M), o brometo de prata (AgBr) é solúvel apenas em solução concentrada de amônia, onde o iodeto de prata (AgI) é insolúvel em amônia líquida.

Os complexos de cromo eram conhecidos no século XIX e formaram a base da teoria revolucionária de Alfred Werner sobre a estrutura de coordenação dos compostos. Werner observou que apenas dois isômeros ("fac"- e "mer"-) do complexo [CrCl(NH)] podem se formar, e concluiu que os ligados devem ser organizados em torno dos íons metálicos nos vértices") de um octaedro. Esta proposta foi desde então confirmada por cristalografia de raios X.

Um ligante de amônia ligado a um íon metálico é marcadamente mais ácido do que uma molécula de amônia livre, embora a desprotonação em solução aquosa ainda seja rara. Um exemplo é a reação de Calomel:

Amônia na teoria dos grupos

O grupo pontual para amônia é C quando o eixo principal passa pelo nitrogênio vertical. Quando o eixo principal é girado no sentido horário ou anti-horário, em 120°, cada hidrogênio se move para a localização anterior de outro hidrogênio. Outro aspecto do grupo de suportes C inclui três planos verticais de simetrias que interceptam o nitrogênio e um dos hidrogênios, permitindo que os outros dois se reflitam.

A matriz matemática para este subgrupo específico é complicada, pois as matrizes produzidas por rotações ou reflexões são redutíveis em comparação com outras matrizes irredutíveis. Portanto, uma transformação semelhante deve ser feita em cada porção da matriz que for redutível. A transformação semelhante para a amônia vem de cálculos do diagrama orbital molecular de simetria adaptado a uma combinação linear para a contribuição de ligação de cada um dos hidrogênios.

Amônia em solução

A amônia e os sais de amônio podem ser facilmente detectados, em poucos minutos, pela adição da solução de Nessler, que dá uma cor amarela na presença do menor vestígio de amônia ou sais de amônio. A quantidade de amônia nos sais de amônio pode ser estimada quantitativamente por destilação dos sais com hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio, a amônia evolui sendo absorvida em volume conhecido em ácido sulfúrico padrão e o excesso de ácido então determinado por análise volumétrica; ou a amônia pode ser absorvida em ácido clorídrico e o cloreto de amônio é formado como um precipitado como hexacloroplatinato de amônio, (NH)PtCl.

Amônia gasosa

Bastões de enxofre são queimados para detectar pequenos vazamentos em sistemas de refrigeração com amônia. Quantidades maiores podem ser detectadas aquecendo os sais com um álcali cáustico ou óxido de cálcio, quando o odor característico de amônia é aparente. A amônia é irritante e a irritação aumenta com a concentração; O limite de exposição permitido é de 25 ppm e letal acima de 500 ppm.[19] Concentrações mais elevadas são difíceis de detectar pelos detectores convencionais, o tipo de defeitos é escolhido de acordo com a sensibilidade necessária (semicondutor, catalítico, eletroquímico). Sensores holográficos foram propostos para detectar concentrações acima de 12,5% em volume.[20]​.

Nitrogênio amoniacal (NH3-N)

O nitrogênio amoniacal (NH-N) é uma medida comumente usada para examinar a quantidade de íons de amônio, naturalmente derivados da amônia, e devolvidos à amônia por processos orgânicos, na água ou em resíduos líquidos. É uma medida utilizada principalmente para quantificar valores em sistemas de tratamento de resíduos e purificação de água, bem como medir a saúde das reservas de água naturais e artificiais. É medido em unidades de mg/L (miligramas/Litros).

Os romanos deram o nome de 'sal ammoniacus' (sal de amônia) aos depósitos de cloreto de amônia coletados perto do templo de Amon (em grego Ἄμμων" Ammon) na antiga Líbia devido à proximidade do templo. Os sais de amônia são conhecidos desde os tempos antigos; portanto, o termo "Hammoniacus sal" aparece nos escritos de Plínio, embora não se saiba se o termo é idêntico ao termo moderno "sal-amoníaco" (cloreto de amônio).[23]​.

Na forma de sal de amônia, a amônia foi importante na alquimia medieval, pois no século XVIII foi mencionada pelo químico persa Jābir ibn Hayyān,[24] e pelos alquimistas desde o século XIX, sendo mencionada por Albertus Magnus.[12] Também foi utilizado pelos tintureiros na Idade Média na forma de urina fermentada para alterar a cor dos corantes vegetais. No século XIX, Basilius Valentinus demonstrou que a amônia poderia ser obtida pela ação de álcalis sobre o sal de amônia. Num período posterior, quando os sais de amônia foram obtidos pela destilação dos cascos e chifres dos bois e pela neutralização do carbonato resultante com ácido clorídrico.[25]​.

A amônia gasosa foi isolada pela primeira vez por Joseph Priestley em 1774 e denominada por ele como "ar alcalino". Onze anos depois, em 1785, Claude Louis Berthollet encontrou sua composição.[12]

A produção de amônia a partir do nitrogênio do ar (e do hidrogênio) foi inventada por Fritz Haber e Robert LeRossignol. A patente foi depositada em 1909 (USPTO nº 1.202.995) e concedida em 1916. Carl Bosch desenvolveu então a produção industrial (processo Haber-Bosch). Seu primeiro uso foi em escala industrial na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial. A amônia foi usada para produzir explosivos para sustentar reforços de guerra. O Prêmio Nobel de Química de 1918 foi concedido a Fritz Haber “pela síntese da amônia a partir de seus elementos”. O processo tornou-se a principal fonte de nitrogênio fixo no mundo, melhorando o rendimento das colheitas e aliviando a fome de milhões de pessoas no planeta.

Antes da disponibilidade de gás natural barato, o hidrogénio como precursor da produção de amoníaco era realizado com eletrólise da água ou utilizando o processo cloro-álcali.

Fertilizante

Aproximadamente 83% da amônia em 2004 foi usada como fertilizantes ou sais, soluções ou anidridos. Quando aplicado ao solo, ajudou a aumentar o rendimento de culturas como milho e trigo. 30% do nitrogênio agrícola usado nos Estados Unidos está na forma de anidrido e, em todo o mundo, 110 milhões de toneladas são usadas a cada ano.[28]​.

Precursor de composto de nitrogênio

A amônia é direta ou indiretamente o precursor da maioria dos compostos contendo nitrogênio. Praticamente todos os compostos sintéticos de nitrogênio são derivados da amônia. Um dos derivados mais importantes é o ácido nítrico. O material chave é gerado graças ao processo Ostwald pela oxidação da amônia com ar sobre um catalisador de platina, com temperatura entre 700 °C e 800 °C e 9 atmosferas. O óxido nítrico é um intermediário nesta reação.[29]​.

O ácido nítrico é utilizado para a produção de fertilizantes, explosivos, etc.

Limpador

A amônia doméstica é uma solução de NH em água (hidróxido de amônia) usada para limpar superfícies. Um de seus usos mais comuns é a limpeza de alguns cristais ou sistemas cristalográficos, porcelanas e aços inoxidáveis. Também é frequentemente usado para limpar fornos e absorver elementos para amolecer a sujeira. A amônia caseira tem uma concentração em peso de 5 a 10% de amônia.

Fermentação

Soluções de amônia entre 16% e 25% são utilizadas em fermentações industriais como fonte de nitrogênio para microrganismos e para ajustar seu pH durante a fermentação.

Agente antimicrobiano para alimentos

Em 1895, a amônia era conhecida por ser um forte anti-séptico. É por isso que 1,4 gramas por litro são necessários para preservar o caldo.[30]​ Em um estudo, o anidrido de amônia destruiu 99,999% das bactérias zoonóticas (Zoonose) em três tipos de ração animal.[31]​ O anidrido de amônia é atualmente usado para eliminar a contaminação microbiana.[32]​[33]​ O lodo rosa é feito de aparas de carne gordurosa, removendo a gordura com calor e centrifugação, e depois tratando-a com amônia para reduzir a presença de E. coli em níveis indetectáveis.[34]​ Tem havido preocupações sobre a segurança do processo, bem como reclamações dos consumidores sobre seu sabor e odor, bem como sua toxicidade.[35]​.

Fertilizante agrícola

Na forma de amônia anidra, é utilizado como fertilizante, aumentando os níveis de nitrogênio no solo.

Usos menores e emergentes

Graças às propriedades de vaporização da amônia, ela é útil como refrigerante.[7] Era comumente usado antes da popularização do uso de compostos de clorofluorocarbonetos. O anidrido amônia é utilizado incansavelmente na indústria de refrigeração e em pistas de hóquei devido à sua alta eficiência de conversão de energia e baixo custo. Porém, tem a desvantagem de ser tóxico, o que restringe seu uso doméstico e em pequena escala. Junto com seu uso moderno na refrigeração por compressão de vapor, foi utilizado junto com o hidrogênio e a água na refrigeração por absorção. O ciclo Kalina depende em grande parte da faixa de ebulição da mistura amônia-água.

A amônia é usada para purificar o SO de combustíveis quentes, e o produto resultante é convertido em sulfato de amônia para uso como fertilizante. A amônia neutraliza a poluição por óxidos de nitrogênio (NO) emitidos pelos motores diesel. Esta tecnologia, chamada SCR (Redução Catalítica Seletiva), é baseada em um catalisador à base de vanádio.[36]​.

A amônia pode ser usada para mitigar derramamentos de gás fosgênio.[37]​.

A amônia foi usada durante a Segunda Guerra Mundial como combustível para caminhões na Bélgica, e seu motor e energia solar desde 1900. A amônia líquida também foi combustível para os motores a jato XLR99 que alimentariam o X-15. Embora não seja um combustível forte, não deixa dúvidas na utilização do motor foguete e sua densidade aproximada coincide com a densidade do oxidante, o oxigênio líquido, o que simplificou o projeto da aeronave.

A amônia foi proposta como uma alternativa prática ao combustível fóssil para combustão interna de motores.[38] O poder calorífico da amônia é de 22,5 Mj/kg, que é aproximadamente metade do do diesel. Num motor normal, no qual o vapor de água não se condensa, o poder calorífico da amônia seria inferior a 21%.

A amônia não pode ser facilmente utilizada no ciclo Otto devido aos seus baixos níveis de octanagem. Embora com as menores modificações nos carburadores e uma redução drástica na taxa de compressão, o que exigiria novos pistões, um motor a gasolina pode funcionar exclusivamente com amônia, com uma fração baixa de sua potência antes da conversão para combustíveis mais potentes.

O tanque de um carro pode armazenar amônia líquida, desde que esteja devidamente pressurizado, dependendo da temperatura. Dependendo das propriedades termodinâmicas da amônia, a -30 °C, a pressão do tanque teria que ser de 1.896 bar (27,5 psi), aproximadamente a mesma de um pneu de veículo. A 30°C teria que ser 11,72 bar (170 psi) para manter a amônia líquida. Se a pressão do tanque fosse liberada, a amônia líquida se tornaria gasosa e aumentaria a pressão até esse nível. Os compressores de ar para pneus comuns operam nesta pressão, de modo que a pressão do tanque não seja uma barreira ao uso de combustível.

No entanto, existem outras barreiras à expansão da sua utilização. Em termos de fornecimento de amoníaco bruto, teriam de ser construídas fábricas para aumentar os níveis de produção, o que exigiria maiores investimentos monetários e energéticos. Mesmo sendo o segundo composto químico mais produzido, a escala de produção de amônia representa uma pequena fração do petróleo utilizado no mundo. Pode ser um fabricante de energia renovável, bem como de energia nuclear. A Noruega produziu amônia com eletrólise da água durante muitos anos, começando em 1913, produzindo fertilizantes para a Europa. Se for produzido a partir de carbono, o CO pode ser apreendido, mas as instalações de captura e armazenamento de carbono ainda não atingiram a fase de protótipo.

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.[48]​ 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 conservadoras 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.[49]​ 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.[48]​ Aun cuando el amoníaco es regulado en los Estados Unidos como un gas inflamable, entra en la definición de un gas tóxico al inhalarlo y requiere seguridad específica al transportarlo en cantidades más grandes a 3,500 galones.[50]​.

Toxicidade

A toxicidade das soluções de amônia geralmente não causa problemas para humanos ou outros mamíferos, devido a um mecanismo específico que existe para impedir o seu armazenamento no sangue. A amônia é convertida em carbonil fosfato pela enzima carbonil fosfato sintetase e depois entra no Ciclo da Uréia para ser incorporada em aminoácidos ou excretada na urina. De qualquer forma, peixes e anfíbios não possuem esse mecanismo, pois normalmente eliminam a amônia de seus corpos por meio de excreção direta. A amônia, mesmo em concentrações diluídas, é altamente tóxica para os animais aquáticos, por isso é classificada como “perigosa ao meio ambiente”.

Acredita-se que a toxicidade da amônia seja a causa da perda ainda inexplorada de peixes nos incubatórios. O excesso de amônia pode se acumular e causar alterações metabólicas ou aumentar o pH do corpo do organismo exposto. A tolerância varia entre as diferentes espécies de peixes.[51]​ Em concentrações mais baixas, em torno de 0,05 mg/L, a amônia não ionizada é prejudicial aos peixes e pode causar diminuição do crescimento, redução da fertilidade e fecundidade e aumento do estresse e suscetibilidade a infecções e doenças bacterianas.[52]​ Após a exposição ao excesso de amônia, os peixes podem sofrer perda de equilíbrio, hiperexcitabilidade, aumento da atividade respiratória, captação de oxigênio e aumento da frequência cardíaca.[51]​ Em concentrações superiores. 2,00 mg/L, a amônia causa danos aos tecidos, letargia extrema, convulsões, coma e morte.[51]​[53]​ Experimentos mostraram que a concentração letal para peixes geralmente varia de 0,2 a 2,00 mg/L[53]​.

Durante o inverno, quando a alimentação fornecida às explorações aquícolas é reduzida, os níveis de amoníaco podem aumentar. Temperaturas inferiores às ambientais reduzem a taxa de fotossíntese das algas, de modo que menos amônia é removida pelas algas. Neste tipo de ambiente, especialmente em grande escala, não existem soluções rápidas para tratar níveis elevados de amônia. Recomenda-se a prevenção, em vez da correção, para reduzir os danos aos peixes[53]​ e, em sistemas de águas abertas, ao ambiente circundante.

Informações de armazenamento

Semelhante ao propano, o anidrido amônia ferve abaixo da temperatura ambiente à pressão padrão. Um recipiente de armazenamento de amônia capaz de mantê-la a 250 psi é apropriado para armazenamento.[54] Os compostos de amônia não devem entrar em contato com bases "básicas (químicas)" (a menos que seja pretendida uma reação química específica), pois podem ser liberadas quantidades perigosas de amônia.

Uso doméstico

Soluções de amônia (5-10% em peso) são usadas em produtos de limpeza domésticos, principalmente em vidro. Estas soluções são irritantes para os olhos e mucosas e, em menor grau, para a pele. Deve-se ter cuidado para nunca misturar essas soluções com qualquer líquido que contenha alvejante, pois pode causar um gás perigoso. Misturá-lo com produtos que contenham cloro ou oxidantes poderosos, como alvejantes domésticos, pode levar à produção de gases perigosos, como a cloramina.[55]​.

Uso laboratorial de soluções de amônia

Os perigos das soluções de amônia dependem de sua concentração: Soluções com amônia “diluída” geralmente apresentam entre 5-10% em peso (5,62 mol/l); Soluções concentradas são geralmente preparadas com aproximadamente 25% em peso. A 25% em peso, a solução tem densidade de 0,907 g/cm³ (907 kg/m³), e uma solução com densidade menor será mais concentrada. A tabela a seguir classifica as soluções de amônia.

O vapor de amônia de soluções concentradas de amônia é gravemente irritante para os olhos e o trato respiratório, e essas soluções só podem ser manuseadas em uma capela. Soluções saturadas ("0,880") podem desenvolver pressão significativa em um frasco fechado em clima quente, e o frasco deve ser aberto com cuidado; isso normalmente não é um problema para soluções de 25% ("0,900").

As soluções de amônia não devem ser misturadas com halogênios, pois formam-se produtos tóxicos e/ou explosivos. O contato prolongado de soluções de amônia com sais de prata, mercúrio ou iodo também pode resultar em produtos explosivos: tais misturas são normalmente formadas em análises qualitativas inorgânicas e devem ser ligeiramente acidificadas, mas não concentradas, antes de a análise ser concluída.

Uso laboratorial de anidrido de amônia (gás ou líquido)

O anidrido de amônia é classificado como tóxico ("T") e perigoso para o meio ambiente ("N"). O gás é inflamável (temperatura de autoignição: 651 °C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16-25%). A exposição permitida nos Estados Unidos é de 50 ppm, enquanto a concentração para danos imediatos à vida e à saúde é estimada em 300 ppm. A exposição repetida a níveis mais baixos de amônia diminui a sensibilidade ao odor do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações inferiores a 50 ppm, mas indivíduos insensíveis não seriam capazes de detectá-lo mesmo em concentrações de 100 ppm. O anidrido de amônia corrói as ligas de cobre e zinco, portanto o latão não deve ser usado para armazenar o gás. A amônia líquida também pode atacar a borracha e alguns plásticos.

A amônia reage violentamente com halogênios. Triiodeto de nitrogênio, um explosivo primário, que se forma quando a amônia entra em contato com o iodo. A amônia causa a polimerização explosiva do óxido de etileno. Também forma compostos explosivos fulminantes com ouro, prata, mercúrio, germânio ou telúrio. Reações violentas também foram relatadas com soluções de acetaldeído, hipoclorito, peróxidos e ferricianeto de potássio.

Princípios químicos

O NH é obtido pelo método denominado processo Haber-Bosch (Fritz Haber e Carl Bosch receberam o Prêmio Nobel de Química em 1918 e 1931). O processo consiste na reação direta entre nitrogênio gasoso e hidrogênio.

N + 3H → 2NH ΔH° = -46,2 kJ/mol

ΔS° < 0.

25°C K = 6,8,10¬5 atm

850°C K = 7,8,10¬-2 atm

Esses valores são obtidos através da equação de van't Hoff. É uma reação muito lenta, pois possui alta energia de ativação, consequência da estabilidade do N. A solução para o problema foi utilizar um catalisador (óxido de ferro que se reduz a Fe na atmosfera de H). Como a reação tem mais moles no lado dos reagentes (4 moles) do que no lado dos produtos (2 moles), o aumento da pressão favorece a formação do produto. Embora termodinamicamente a reação prossiga melhor em baixas temperaturas, esta síntese é realizada em altas temperaturas para favorecer a energia cinética das moléculas e assim aumentar a taxa de reação. Além disso, a amônia é removida à medida que é produzida para promover ainda mais a síntese dos produtos.

Produção da reforma

O método Haber-Bosch utiliza duas matérias-primas: hidrogênio e nitrogênio. O hidrogénio necessário é produzido a partir da reforma do gás natural, GPL ou nafta com vapor de água, sendo o gás natural a alimentação mais comum. A planta é dividida em duas seções: a front-end ou parte frontal da planta, onde é gerada a mistura de hidrogênio e nitrogênio necessária para sintetizar a amônia, e a back-end ou parte traseira da planta, que é a seção onde o produto é convertido de ambos os reagentes.

A planta geralmente consiste nas seguintes unidades:.

Front-end:.

Back-end:.

A seção final consiste principalmente em um reator (o conversor de amônia) e uma série de equipamentos auxiliares para resfriar a corrente de saída do reator. Possui também um compressor que aumenta a pressão do fluxo proveniente do front-end até a pressão de trabalho necessária para a síntese de amônia. Existem vários projetos de reatores oferecidos por diferentes tecnólogos (por exemplo, Haldor Topsoe, Casale, Kellogg, reatores do tipo TVA, etc.) e cada conversor tem suas próprias características, vantagens e desvantagens. Alguns reatores são verticais, outros horizontais; alguns têm fluxo radial, outros fluxo axial e outros fluxo misto; alguns têm um leito, outros dois leitos, etc. Em todo caso, uma característica comum a todos eles é que necessitam de um catalisador para que a reação ocorra, atualmente aquele utilizado em quase todas as plantas à base de ferro e promovido com outros compostos. Os reatores geralmente operam em uma faixa de temperatura de 400-500 °C e em pressões muito elevadas, da ordem de 200-350 kgf/cm²g. Conforme explicado anteriormente, a reação é fortemente equilibrada no lado dos reagentes e, portanto, a concentração de amônia não é muito alta: em uma planta operando em condições estáveis, a concentração na entrada do conversor é geralmente em torno de 5% e na saída de 15%.

El amoníaco líquido es conocido y comúnmente estudiado como un solvente ionizante no-acuoso. Su propiedad más conspicua es 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 NH con aquellas del agua, muestra que el NH tiene un menor punto de ebullición, de fusión, densidad, viscosidad y constante dieléctrica; esto es al menos en parte por los enlaces débiles del hidrógeno en NH y porque dicho enlace no puede formar redes reticuladas, pues cada molécula de NH tiene un solo par de electrones libres comparado con dos por cada molécula de HO. La constante de disociación del NH a -50 °C es 10 mol·l.

Solubilidade de sais

A amônia líquida é um solvente ionizante, embora menos que a água, pois dissolve muitos compostos, incluindo nitratos, nitritos, cianetos e tiocianatos. A maioria dos sais de amônio são solúveis e atuam como ácidos em soluções líquidas de amônia. A solubilidade dos sais halogéneos aumenta do flúor para o iodo. Uma solução saturada de nitrato de amônio contém 0,083 moles de solita por mol de amônia e tem uma pressão de vapor inferior a 1 bar "Bar (unidade de pressão)") a 25 °C.

Soluções metálicas

A amônia líquida dissolve metais alcalinos e outros metais eletropositivos, como magnésio, cálcio, estrôncio, bário, európio e itérbio. Em baixas concentrações, formam-se soluções azuis escuras: estas contêm cátions e elétrons solvatados, elétrons livres que estão rodeados por uma gaiola de moléculas de amônia.

Estas soluções são agentes redutores muito úteis e fortes. Em altas concentrações, as soluções têm aparência metálica e condutividade elétrica. A baixas temperaturas, os dois tipos de solução podem coexistir como fases imiscíveis.

Propriedades redox da amônia líquida

A faixa de estabilidade termodinâmica de soluções com amônia líquida é muito estreita, pois o potencial de oxidação ao dinitrogênio, potencial normal do eletrodo (N + 6NH + 6e 8NH), é de apenas +0,04 V. Na prática, a oxidação ao dinitrogênio e a redução do dihidrogênio são lentas. Isto é especialmente verdadeiro em soluções redutoras: as soluções dos metais alcalinos mencionados acima são estáveis ​​por vários dias, decompondo lentamente o metal e a ameba dihidrogenada. A maioria dos estudos sobre amônia líquida em soluções são realizados sob condições redutoras; No entanto, a oxidação da amônia líquida é lenta e existe risco de explosão.

Inalação

Em altas concentrações irrita a garganta, inflama os pulmões, danifica o trato respiratório e os olhos. À medida que a concentração aumenta, pode causar edema pulmonar (o edema pulmonar é frequentemente causado por insuficiência cardíaca congestiva. Quando o coração não é capaz de bombear o sangue para o corpo com eficiência, ele pode retornar às veias que transportam o sangue através dos pulmões para o lado esquerdo do coração.

À medida que a pressão nesses vasos sanguíneos aumenta, o fluido é empurrado para os espaços aéreos (alvéolos) nos pulmões. Este fluido reduz o movimento normal do oxigênio através dos pulmões. Isso e o aumento da pressão podem causar dificuldade para respirar ou morte quando exceder 5.000 ppm.

Se a pessoa inalou o veneno, leve-a imediatamente para um local onde possa tomar ar fresco e vá imediatamente ao médico rapidamente.

Contato com a pele

A amônia pode causar irritação na pele, especialmente se a pele estiver úmida. Além disso, pode queimar e formar bolhas na pele após alguns segundos de exposição a concentrações atmosféricas superiores a 300 ppm.

Se o produto químico estiver na pele ou nos olhos, enxágue com bastante água por pelo menos 15 minutos, de preferência com vinagre diluído ou ácido bórico, pois os ácidos o neutralizam.

Ingestão

Este composto é gasoso em condições atmosféricas normais e a sua ingestão é improvável. Porém, caso ocorra, pode destruir a mucosa gástrica, causando patologias graves e até a morte. Na verdade, a bactéria Helicobacter pylori secreta amônia a partir da uréia e por isso a mucosa gástrica ou duodenal é destruída, causando úlcera péptica.

Caso a pessoa tenha ingerido o produto químico, o vômito não deve ser induzido; A avaliação médica deve ser solicitada imediatamente em uma unidade de emergência.

A julgar pelo seu odor irritante e penetrante, a sua ingestão é pouco provável, no entanto, é muito comum no caso da ingestão de alimentos como peixes ou mariscos em decomposição (cujas proteínas, quando degradadas, formam este composto); por isso é fundamental cuidar da sua qualidade e frescura para evitar intoxicações alimentares.

El amoníaco es una importante fuente de nitrógeno para sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75 %), algunos seres vivos son capaces de usar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, N 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 del nitrógeno atmosférico.[61]​.

Biossíntese

Em certos organismos, a amônia é produzida pelo nitrogênio atmosférico pela enzima chamada nitrogenase. O processo geral é chamado de fixação de nitrogênio. Embora os métodos biomiméticos dificilmente sejam competitivos com o "Processo Haber", um intenso esforço tem sido direcionado para o mecanismo biológico de fixação de nitrogênio. O interesse científico neste problema é motivado por uma estrutura incomum do sítio ativo da enzima, que consiste em uma montagem FeMoS.

A amônia também é um produto metabólico de aminoácidos, catalisado por enzimas como a glutamato desidrogenase. A excreção de amônia é comum em animais marinhos. Nos humanos, é facilmente convertido em uréia, que é menos tóxica e menos básica. A uréia é o maior componente do peso seco da urina. A maioria dos répteis, pássaros, insetos e caracóis secretam ácido úrico como resíduos nitrogenados.

em fisiologia

A amônia também desempenha um papel na fisiologia normal e anormal. É biossintetizado através do metabolismo normal de aminoácidos e é tóxico em altas concentrações.[62] O fígado converte amônia em uréia por meio de várias séries de reações conhecidas como ciclo da uréia. Disfunções hepáticas, como cirrose, podem levar a uma quantidade elevada de amônia no sangue (hiperamonemia). Da mesma forma, defeitos na enzima responsável pelo ciclo da ureia, como a ornitina transcarbamilase, podem causar hiperamonemia. A hiperamonemia leva à confusão e a um estado de encefalopatia hepática semelhante ao coma, bem como a doenças comuns em pessoas com problemas no ciclo da ureia.[63]​.

A amônia é importante para o equilíbrio ácido/base normal. Após a formação de amônio a partir da glutamina, o α-cetoglutarato pode ser degradado para produzir duas moléculas de bicarbonato, que posteriormente funcionam como tampões para os ácidos dietéticos. A amônia é excretada na urina, perdendo ácidos. A própria amônia pode se difundir através dos tumuli renais, combinada com íons de hidrogênio, para permitir a futura excreção de ácidos.[64]​.

Excreção

Os íons de amônia são resíduos tóxicos do metabolismo animal. Em peixes e invertebrados aquáticos, é excretado diretamente na água. Em mamíferos, tubarões e anfíbios, é convertido em uréia no ciclo da ureia, por ser menos tóxico e ser um processo eficiente. Em aves, répteis e caracóis terrestres, o amônio metabólico é convertido em ácido úrico, que é sólido e, portanto, é excretado com perda mínima de água[65].

El amoníaco se ha detectado en la atmósfera de los planetas de gas gigante, incluyendo Júpiter "Júpiter (planeta)"), junto con otros gases como el metano, hidrógeno y helio. En el interior de Saturno hay cristales congelados de amoníaco.[66]​ Se encuentra naturalmente en Deimos "Deimos (satélite)") y Fobos "Fobos (satélite)"), las dos lunas de Marte.

espaço interestelar

A amônia foi originalmente detectada no espaço em 1968, com base em emissões de micro-ondas vindas da direção do núcleo galáctico.[67] Esta foi a primeira molécula poliatômica detectada. A sensibilidade da molécula em uma ampla gama de excitações e a facilidade com que ela pode ser observada em diversas regiões fizeram da amônia uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares.[68] A intensidade relativa das linhas de amônia pode ser usada para medir a temperatura do meio emissor.

As seguintes espécies isotópicas de amônia foram detectadas:

A detecção de amônia com deutério triplo foi considerada uma surpresa porque o deutério é relativamente escasso. Acredita-se que as baixas temperaturas permitem que esta molécula sobreviva e se acumule.[69]​.

Desde a sua descoberta interestelar, o NH provou ser uma ferramenta de espectroscopia inestimável no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições, é sensível a uma ampla gama de condições de excitação, o NH tem sido amplamente detectado astronomicamente - sua detecção foi relatada em centenas de artigos.

O estudo da amônia interestelar tem sido importante para diversas áreas de pesquisa nas últimas décadas.

A abundância interestelar de amônia foi medida em vários ambientes. A proporção de [NH]/[H] foi estimada de 10 em pequenas nuvens escuras[70]​ a 10 no núcleo denso do complexo de nuvens moleculares de Orion.[71]​ Embora um total de 18 rotas de produção tenham sido propostas,[72]​ o principal mecanismo de formação de NH interestelar é a seguinte reação:.

A constante de mudança "k" nesta reação depende da temperatura ambiente, com valor de 5,2×10 a 10 K.[73] A constante foi calculada a partir da fórmula “k = a(T/300)”. Para a reação de formação primária, a = 1,05×10 e B = −0,47. Assumindo uma abundância de NH de 3×10 e uma abundância de elétrons de 10 típica de nuvens moleculares, a formação prossegue para uma mudança de 1,6×10 cms em uma nuvem molecular com uma densidade total de 10 cm.[74]​.

Todas as outras propostas de reação de formação possuem constantes com valores entre 2 e 13 ordens de grandeza menores, tornando as contribuições para a abundância de amônia relativamente insignificantes.[75] Como exemplo de uma das contribuições mencionadas está:.

Tem uma engrenagem constante de 2,2×10. Assumindo densidades de 10 e razão NH/H de 10 para H, esta reação prossegue a uma taxa de 2,2×10, mais de 3 ordens de grandeza mais lenta que a reação primária anterior.

Algumas outras reações de formação possíveis são:.

Existem 113 reações propostas que levam à destruição do NH. Destes, 39 foram tabulados em extensas tabelas químicas juntamente com compostos de carbono, nitrogênio e oxigênio.[76]​ Uma revisão da amônia interestelar cita as seguintes reações como os principais mecanismos de dissociação:[68]​.

Com variações constantes de 4,39×10[77]​ e 2,2×10,[78]​ respectivamente. As equações (1,2) são executadas com uma variação de 8,8×10 e 4,4×10, respectivamente. Esses cálculos assumem a mudança dada nas constantes e abundâncias de [NH]/[H] = 10, [H]/[H] = 2×10, [HCO]/[H] = 2×10 e densidades totais de n = 10, típicas de nuvens moleculares frias e densas. Claramente, entre estas duas reações primárias, a equação (1) é a reação de destruição dominante, com uma mudança cerca de 10.000 vezes mais rápida que a equação (2). Isto se deve à abundância relativamente alta de H.

As observações de rádio NH do Radiotelescópio Effelsberg revelaram que a linha de amônia é separada em dois componentes – um fundo rígido e um núcleo disforme. O fundo corresponde bem à localização de CO detectada anteriormente.[80] O telescópio Chilbolton de 25 m na Inglaterra detectou sinais de rádio de amônia em regiões H II, HNHO, objetos HH e outros objetos associados à formação de estrelas. Uma comparação com a linha de emissão indica que as velocidades turbulentas ou sistemáticas não aumentam no centro do núcleo das nuvens moleculares[81]​.

A radiação de microondas da amônia foi observada em vários objetos galácticos, incluindo W3 (OH), Orion (constelação "Orion (constelação)"), W43, W51 e cinco fontes no centro galáctico. A alta detecção da mudança indica que se trata de uma molécula comum no meio interestelar e que regiões de alta densidade são comuns na galáxia[82].

Observações VLA em sete regiões com fluxos gasosos de alta velocidade revelaram condensações de menos de 0,1 pc") em L1551, S140 e Cepheus (constelação). Três condensações individuais foram detectadas em Cepheus, uma delas era uma figura muito alongada. Elas podem desempenhar um papel importante na criação de folgas bipolares na região.[83]​.

A amônia extragaláctica foi fotografada usando VLA no IC 342. A temperatura do gás quente está acima de 70 K, o que foi inferido a partir das linhas do raio da amônia e parece estar associado às porções mais internas da haste nuclear vista no CO. G29,96−0,02 e G31,41+0,31. Com base em diagnósticos de temperatura e densidade, conclui-se geralmente que tais aglomerados são provavelmente os locais de formação de estrelas em uma fase evolutiva inicial antes do desenvolvimento de uma região HII ultracompacta.[85]​.

Absorções a 2,91 micrômetros de amônia sólida foram registradas a partir de grãos interestelares no Objeto Becklin-Neugebauer e provavelmente em NGC 2264-IR. Esta detecção ajudou a explicar a forma física das linhas de absorção de gelo anteriormente mal compreendidas.[86]​.

Um espectro do anel de Júpiter foi obtido no observatório Kuiper Airborne, cobrindo a faixa de espectro de 100 a 300 cm. A análise de espectro fornece informações sobre as propriedades globais do gás amônia e da névoa gelada de amônia.[87]​.

Um total de 149 posições de nuvens negras foram verificadas em busca de evidências de "núcleos densos" usando a inversão de linha de (J,K) = (1,1) deNH. Em geral, os núcleos não possuem formato esférico, com raios variando entre 1,1 a 4,4. Também foi descoberto que núcleos com estrelas têm linhas mais largas do que núcleos sem estrelas.[88]​.

A amônia também foi detectada na Nebulosa de Draco e em uma ou talvez duas nuvens moleculares, que estão associadas ao cirro infravermelho.[89]​.

Ao equilibrar e estimular uma emissão com uma emissão espontânea, é possível construir uma relação entre a temperatura de excitação e a densidade. Contudo, uma vez que os níveis transitórios de amónia podem ser aproximados ao nível 2 num sistema de baixa temperatura, este cálculo é simples. Esta premissa pode ser aplicada a nuvens negras, regiões suspeitas de terem temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para futuras formações estelares. As detecções de amónia em nuvens negras mostram linhas estreitas – indicando não apenas baixas temperaturas, mas também um baixo nível de turbulência na nuvem. A linha de cálculo do raio fornece uma medida da temperatura da nuvem que é independente de observações anteriores de CO. As observações de amônia foram consistentes com medições de CO de temperaturas de rotação de ~10 K. Com isso, as densidades podem ser determinadas e foram calculadas para variar entre 10 e 10 cm em nuvens negras. Ao mapear NH, concluímos que ele tem medições diárias de nuvens de 0,1 pc e massas próximas a uma única massa. Esses locais frios com núcleos densos são locais onde uma estrela se formará.

As regiões HII ultracompactas estão entre os melhores rastreadores de formação de estrelas de alta massa. O material denso em torno das regiões UCHII é principalmente molecular. Uma vez que um estudo completo da formação de estrelas massivas envolve necessariamente a nuvem a partir da qual a estrela se formou, o amoníaco é uma ferramenta inestimável para a compreensão deste material molecular circundante. Uma vez que este material molecular pode ser resolvido espacialmente, é possível restringir os recursos térmicos/ionizantes, temperaturas, massas e tamanho das regiões. Os componentes de velocidade deslocados do Doppler permitem a separação de regiões distintas de gás molecular que podem rastrear fluxos e núcleos quentes originados da formação estelar.

A amônia foi detectada em galáxias externas e, medindo simultaneamente várias linhas, é possível medir diretamente a temperatura do gás nessas galáxias. As linhas de raio implicam que as temperaturas são quentes (~ 50 K), originadas de nuvens densas com tamanhos de dezenas de pc. Esta imagem é consistente com a imagem da nossa Via Láctea – núcleos moleculares quentes e densos formam-se em torno de estrelas em formação incorporadas em nuvens com material molecular na escala de várias centenas de pc (nuvens moleculares gigantes).

A amônia é encontrada em pequenas quantidades na atmosfera, sendo produzida pela putrefação de matéria nitrogenada de plantas e animais. A amônia e os sais de amônio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, onde o cloreto de amônio e o sulfato de amônio são encontrados em áreas vulcânicas; Cristais de bicarbonato de amônio foram encontrados na Patagônia, no guano. O rim secreta amônia para neutralizar o excesso de ácido.[11] Os sais de amônia são distribuídos em solos férteis e no oceano. A amônia também é encontrada em outras partes do sistema solar: em Marte "Marte (planeta)"), Júpiter "Júpiter (planeta)"), Saturno "Saturno (planeta)"), Urano "Urano (planeta)"), Netuno "Netuno (planeta)") e Plutão "Plutão (planeta anão)"). Substâncias que contêm amônia, ou semelhantes a ela, são chamadas de amoniacal.

As fugas de um gás inflamável para fora da estrutura que o contém são perigosas, pois este gás pode causar uma grave deflagração ao entrar em contacto com uma chama.

Contenido

El amoníaco es un gas incoloro con un olor desagradable y nauseabundo. Es más ligero que el aire, su densidad es 0.589 veces la del aire de la atmósfera. Se condensa fácilmente por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido hierve a –33.3 °C y se congela a los –77.7 °C en cristales blancos.[12]​.

El amoníaco se puede desodorizar fácilmente reaccionando con algún ácido. Así se forman sales de amonio sin olor, ya que se comporta como una base "Base (química)").

La simetría del cristal es cúbico, su símbolo pearson es CP16, grupo espacial P 213 No.198, constante de red 0.5125 nm.[13]​.

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.

El amoníaco es miscible con agua. En una solución acuosa puede separarse por ebullición. La solución acuosa de amoníaco es una base. La concentración máxima de amoníaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm³ (880 kg/m³) y es frecuentemente conocido como 'amoníaco 0.880'.

El amoníaco casero o hidróxido de amonio es una solución de NH en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de la Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30 % por peso de amoníaco) como concentración típica del producto comercial.

El amoníaco no se quema ni sostiene la combustión por sí mismo, excepto en mezclas de combustible con el 15 a 25 % de aire.

Cuando se mezcla con oxígeno se quema con una llama de color verde amarillento pálido. A 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 o tricloramina (NCl).

Estrutura

A molécula de amônia tem uma forma piramidal trigonal, conforme previsto pela teoria da repulsão dos pares de elétrons da camada de valência, com um determinado ângulo de ligação de 106,7°. O átomo central de nitrogênio possui cinco elétrons externos com um elétron adicional de cada átomo de hidrogênio. Isso dá um total de oito elétrons, ou quatro pares de elétrons dispostos tetraedricamente. Três desses pares de elétrons são usados ​​como ligações de pares, deixando um par de elétrons livre. Este par repele mais fortemente os pares de ligação, de modo que o ângulo de ligação não é 109,5° como seria esperado para um arranjo tetraédrico, mas sim 106,7°. O átomo de nitrogênio na molécula possui um par solitário de elétrons, o que faz com que a amônia seja uma base, aceitadora de prótons. Esta forma dá à molécula um momento dipolar e a torna uma molécula polar. A polaridade da molécula e, principalmente, sua capacidade de formar ligações de hidrogênio, tornam a amônia altamente miscível em água. A amônia é moderadamente básica, uma solução aquosa 1 M tem um pH de 11,6 e se um ácido forte for adicionado à solução até que a solução atinja um pH neutro de (pH = 7), 99,4%, as moléculas de amônia são protonadas. A temperatura e a salinidade também afetam a proporção de NH. O produto resultante tem formato regular e é isoeletrônico com metano.

A molécula de amônia sofre prontamente inversão de nitrogênio à temperatura ambiente; Uma analogia útil é quando um guarda-chuva gira de cabeça para baixo com um vento forte. A barreira de energia para essa inversão é de 24,7 kJ/mol, e a frequência de ressonância é de 23,79 GHz, correspondendo à radiação de micro-ondas com comprimento de onda de 1.260 cm. A absorção nesta frequência foi a primeira espectroscopia de microondas observada.[15]​.

Anfotericidade

Uma das características mais importantes da amônia é a sua basicidade. A amônia é considerada uma base fraca. Combina-se com ácidos para formar sais; com ácido clorídrico forma cloreto de amônio; com ácido nítrico, nitrato de amônio, etc. Em qualquer caso, a amônia perfeitamente seca não se combina com o cloreto de hidrogênio completamente seco; a água é necessária para que a reação ocorra. Como demonstração do experimento, garrafas abertas com amônia concentrada e ácido clorídrico produzem nuvens de cloreto de amônio, que parecem surgir "do nada" enquanto os sais se formam onde as duas nuvens de difusão das moléculas se encontram, entre as duas garrafas.

Os sais produzidos pela ação da amônia em ácidos são conhecidos como compostos de amônio, que contêm o íon amônio. (NH).

Embora a amônia seja conhecida como uma base fraca, ela também funciona como um ácido muito fraco. É uma substância prótica se for capaz de formar aminas (que contêm o íon NH). Por exemplo, lítio dissolvido em amônia líquida para dar uma solução de amina de lítio.

Auto dissociação

Assim como a água, a amônia sofre autoionização molecular para formar suas bases conjugadas e ácidos.

À pressão e temperatura padrão, K=[][] = 10.

Combustão

A combustão da amônia gera nitrogênio molecular e água, e é uma reação exotérmica:.

O poder de aquecimento, ΔH°, expresso por mol de amônia e formação de condensação de água, é -382,81 kJ/mol. O dinitrogênio é o produto termodinâmico da combustão da amônia: todos os óxidos de nitrogênio são instáveis ​​em relação ao N e ao O, que é o princípio por trás da conversão catalítica. Porém, os óxidos de nitrogênio podem ser formados por produtos cinéticos na presença de catálise adequada, reação de grande importância industrial na produção de ácido nítrico:

Uma reação subsequente leva ao NO.

A combustão da amônia no ar é muito difícil na ausência de um catalisador "Catalisador (química)"), uma vez que a temperatura da chama é normalmente inferior à temperatura de ignição da mistura amônia-ar. A faixa inflamável da amônia no ar é de 16% a 25%.[17]​.

Formação de outros compostos

Na química orgânica, a amônia pode atuar como nucleófilo em reações de substituição nucleofílica. As aminas podem ser formadas pela reação da amônia com haloalcanos, embora o -NH resultante também seja nucleofílico e aminas secundárias e terciárias sejam formadas como subprodutos. Um excesso de amônia ajuda a minimizar múltiplas substituições e neutraliza os halogenetos de hidrogênio formados. A metilamina é preparada comercialmente pela reação da amônia com clorometano, e a reação da amônia com ácido 2-bromopropanóico tem sido usada para preparar alanina racêmica com rendimento de 70%. A etanolamina é preparada por uma reação de oxidação com etileno: a reação às vezes produz dietanolamina e trietanolamina.

As amidas podem ser preparadas pela reação da amônia com derivados do ácido carboxílico. O cloreto de acila é o mais reativo, mas a amônia deve estar presente em pelo menos o dobro para neutralizar o ácido clorídrico formado. Ésteres e anidridos também reagem com amônia para formar amidas. Os sais de amônio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados em amidas por tanto tempo que nenhum grupo termicamente sensível esteja presente: são necessárias temperaturas de 150 °C a 200 °C.

O hidrogênio na amônia pode ser substituído por metais, então o magnésio queima no gás com a formação de nitreto de magnésio MgN, e quando o gás passa sobre sódio ou potássio superaquecido, formam-se sodamida, NaNH, e potasamida, KNH. Onde necessariamente na nomenclatura IUPAC, "azano" é preferido como o nome do anômico: portanto, a cloramina seria chamada de "cloroazano", não de cloroamônia.

A amônia pentavalente é conhecida como λ-amino, ou mais comumente como amônio hídrico. É um sólido cristalino que é estável apenas em altas pressões e se decompõe novamente em amônia trivalente e gás hidrogênio em condições normais. Esta substância foi investigada como possível combustível em 1966.[18]​.

Amônia como ligante

A amônia pode funcionar como ligante em complexos de metais de transição. É um doador σ, no meio da série espectroquímica, e apresenta comportamento intermediário duro-soft. Alguns complexos de amônia incluem 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH)(HO)]), ([Ag(NH)]) que é a espécie ativa do agente de Tollen. A formação deste complexo também pode ser distinguida entre precipitados de diferentes haletos de prata: o cloreto de prata (AgCl) é solúvel em solução diluída de amônia (2M), o brometo de prata (AgBr) é solúvel apenas em solução concentrada de amônia, onde o iodeto de prata (AgI) é insolúvel em amônia líquida.

Os complexos de cromo eram conhecidos no século XIX e formaram a base da teoria revolucionária de Alfred Werner sobre a estrutura de coordenação dos compostos. Werner observou que apenas dois isômeros ("fac"- e "mer"-) do complexo [CrCl(NH)] podem se formar, e concluiu que os ligados devem ser organizados em torno dos íons metálicos nos vértices") de um octaedro. Esta proposta foi desde então confirmada por cristalografia de raios X.

Um ligante de amônia ligado a um íon metálico é marcadamente mais ácido do que uma molécula de amônia livre, embora a desprotonação em solução aquosa ainda seja rara. Um exemplo é a reação de Calomel:

Amônia na teoria dos grupos

O grupo pontual para amônia é C quando o eixo principal passa pelo nitrogênio vertical. Quando o eixo principal é girado no sentido horário ou anti-horário, em 120°, cada hidrogênio se move para a localização anterior de outro hidrogênio. Outro aspecto do grupo de suportes C inclui três planos verticais de simetrias que interceptam o nitrogênio e um dos hidrogênios, permitindo que os outros dois se reflitam.

A matriz matemática para este subgrupo específico é complicada, pois as matrizes produzidas por rotações ou reflexões são redutíveis em comparação com outras matrizes irredutíveis. Portanto, uma transformação semelhante deve ser feita em cada porção da matriz que for redutível. A transformação semelhante para a amônia vem de cálculos do diagrama orbital molecular de simetria adaptado a uma combinação linear para a contribuição de ligação de cada um dos hidrogênios.

Amônia em solução

A amônia e os sais de amônio podem ser facilmente detectados, em poucos minutos, pela adição da solução de Nessler, que dá uma cor amarela na presença do menor vestígio de amônia ou sais de amônio. A quantidade de amônia nos sais de amônio pode ser estimada quantitativamente por destilação dos sais com hidróxido de sódio ou hidróxido de potássio, a amônia evolui sendo absorvida em volume conhecido em ácido sulfúrico padrão e o excesso de ácido então determinado por análise volumétrica; ou a amônia pode ser absorvida em ácido clorídrico e o cloreto de amônio é formado como um precipitado como hexacloroplatinato de amônio, (NH)PtCl.

Amônia gasosa

Bastões de enxofre são queimados para detectar pequenos vazamentos em sistemas de refrigeração com amônia. Quantidades maiores podem ser detectadas aquecendo os sais com um álcali cáustico ou óxido de cálcio, quando o odor característico de amônia é aparente. A amônia é irritante e a irritação aumenta com a concentração; O limite de exposição permitido é de 25 ppm e letal acima de 500 ppm.[19] Concentrações mais elevadas são difíceis de detectar pelos detectores convencionais, o tipo de defeitos é escolhido de acordo com a sensibilidade necessária (semicondutor, catalítico, eletroquímico). Sensores holográficos foram propostos para detectar concentrações acima de 12,5% em volume.[20]​.

Nitrogênio amoniacal (NH3-N)

O nitrogênio amoniacal (NH-N) é uma medida comumente usada para examinar a quantidade de íons de amônio, naturalmente derivados da amônia, e devolvidos à amônia por processos orgânicos, na água ou em resíduos líquidos. É uma medida utilizada principalmente para quantificar valores em sistemas de tratamento de resíduos e purificação de água, bem como medir a saúde das reservas de água naturais e artificiais. É medido em unidades de mg/L (miligramas/Litros).

Os romanos deram o nome de 'sal ammoniacus' (sal de amônia) aos depósitos de cloreto de amônia coletados perto do templo de Amon (em grego Ἄμμων" Ammon) na antiga Líbia devido à proximidade do templo. Os sais de amônia são conhecidos desde os tempos antigos; portanto, o termo "Hammoniacus sal" aparece nos escritos de Plínio, embora não se saiba se o termo é idêntico ao termo moderno "sal-amoníaco" (cloreto de amônio).[23]​.

Na forma de sal de amônia, a amônia foi importante na alquimia medieval, pois no século XVIII foi mencionada pelo químico persa Jābir ibn Hayyān,[24] e pelos alquimistas desde o século XIX, sendo mencionada por Albertus Magnus.[12] Também foi utilizado pelos tintureiros na Idade Média na forma de urina fermentada para alterar a cor dos corantes vegetais. No século XIX, Basilius Valentinus demonstrou que a amônia poderia ser obtida pela ação de álcalis sobre o sal de amônia. Num período posterior, quando os sais de amônia foram obtidos pela destilação dos cascos e chifres dos bois e pela neutralização do carbonato resultante com ácido clorídrico.[25]​.

A amônia gasosa foi isolada pela primeira vez por Joseph Priestley em 1774 e denominada por ele como "ar alcalino". Onze anos depois, em 1785, Claude Louis Berthollet encontrou sua composição.[12]

A produção de amônia a partir do nitrogênio do ar (e do hidrogênio) foi inventada por Fritz Haber e Robert LeRossignol. A patente foi depositada em 1909 (USPTO nº 1.202.995) e concedida em 1916. Carl Bosch desenvolveu então a produção industrial (processo Haber-Bosch). Seu primeiro uso foi em escala industrial na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial. A amônia foi usada para produzir explosivos para sustentar reforços de guerra. O Prêmio Nobel de Química de 1918 foi concedido a Fritz Haber “pela síntese da amônia a partir de seus elementos”. O processo tornou-se a principal fonte de nitrogênio fixo no mundo, melhorando o rendimento das colheitas e aliviando a fome de milhões de pessoas no planeta.

Antes da disponibilidade de gás natural barato, o hidrogénio como precursor da produção de amoníaco era realizado com eletrólise da água ou utilizando o processo cloro-álcali.

Fertilizante

Aproximadamente 83% da amônia em 2004 foi usada como fertilizantes ou sais, soluções ou anidridos. Quando aplicado ao solo, ajudou a aumentar o rendimento de culturas como milho e trigo. 30% do nitrogênio agrícola usado nos Estados Unidos está na forma de anidrido e, em todo o mundo, 110 milhões de toneladas são usadas a cada ano.[28]​.

Precursor de composto de nitrogênio

A amônia é direta ou indiretamente o precursor da maioria dos compostos contendo nitrogênio. Praticamente todos os compostos sintéticos de nitrogênio são derivados da amônia. Um dos derivados mais importantes é o ácido nítrico. O material chave é gerado graças ao processo Ostwald pela oxidação da amônia com ar sobre um catalisador de platina, com temperatura entre 700 °C e 800 °C e 9 atmosferas. O óxido nítrico é um intermediário nesta reação.[29]​.

O ácido nítrico é utilizado para a produção de fertilizantes, explosivos, etc.

Limpador

A amônia doméstica é uma solução de NH em água (hidróxido de amônia) usada para limpar superfícies. Um de seus usos mais comuns é a limpeza de alguns cristais ou sistemas cristalográficos, porcelanas e aços inoxidáveis. Também é frequentemente usado para limpar fornos e absorver elementos para amolecer a sujeira. A amônia caseira tem uma concentração em peso de 5 a 10% de amônia.

Fermentação

Soluções de amônia entre 16% e 25% são utilizadas em fermentações industriais como fonte de nitrogênio para microrganismos e para ajustar seu pH durante a fermentação.

Agente antimicrobiano para alimentos

Em 1895, a amônia era conhecida por ser um forte anti-séptico. É por isso que 1,4 gramas por litro são necessários para preservar o caldo.[30]​ Em um estudo, o anidrido de amônia destruiu 99,999% das bactérias zoonóticas (Zoonose) em três tipos de ração animal.[31]​ O anidrido de amônia é atualmente usado para eliminar a contaminação microbiana.[32]​[33]​ O lodo rosa é feito de aparas de carne gordurosa, removendo a gordura com calor e centrifugação, e depois tratando-a com amônia para reduzir a presença de E. coli em níveis indetectáveis.[34]​ Tem havido preocupações sobre a segurança do processo, bem como reclamações dos consumidores sobre seu sabor e odor, bem como sua toxicidade.[35]​.

Fertilizante agrícola

Na forma de amônia anidra, é utilizado como fertilizante, aumentando os níveis de nitrogênio no solo.

Usos menores e emergentes

Graças às propriedades de vaporização da amônia, ela é útil como refrigerante.[7] Era comumente usado antes da popularização do uso de compostos de clorofluorocarbonetos. O anidrido amônia é utilizado incansavelmente na indústria de refrigeração e em pistas de hóquei devido à sua alta eficiência de conversão de energia e baixo custo. Porém, tem a desvantagem de ser tóxico, o que restringe seu uso doméstico e em pequena escala. Junto com seu uso moderno na refrigeração por compressão de vapor, foi utilizado junto com o hidrogênio e a água na refrigeração por absorção. O ciclo Kalina depende em grande parte da faixa de ebulição da mistura amônia-água.

A amônia é usada para purificar o SO de combustíveis quentes, e o produto resultante é convertido em sulfato de amônia para uso como fertilizante. A amônia neutraliza a poluição por óxidos de nitrogênio (NO) emitidos pelos motores diesel. Esta tecnologia, chamada SCR (Redução Catalítica Seletiva), é baseada em um catalisador à base de vanádio.[36]​.

A amônia pode ser usada para mitigar derramamentos de gás fosgênio.[37]​.

A amônia foi usada durante a Segunda Guerra Mundial como combustível para caminhões na Bélgica, e seu motor e energia solar desde 1900. A amônia líquida também foi combustível para os motores a jato XLR99 que alimentariam o X-15. Embora não seja um combustível forte, não deixa dúvidas na utilização do motor foguete e sua densidade aproximada coincide com a densidade do oxidante, o oxigênio líquido, o que simplificou o projeto da aeronave.

A amônia foi proposta como uma alternativa prática ao combustível fóssil para combustão interna de motores.[38] O poder calorífico da amônia é de 22,5 Mj/kg, que é aproximadamente metade do do diesel. Num motor normal, no qual o vapor de água não se condensa, o poder calorífico da amônia seria inferior a 21%.

A amônia não pode ser facilmente utilizada no ciclo Otto devido aos seus baixos níveis de octanagem. Embora com as menores modificações nos carburadores e uma redução drástica na taxa de compressão, o que exigiria novos pistões, um motor a gasolina pode funcionar exclusivamente com amônia, com uma fração baixa de sua potência antes da conversão para combustíveis mais potentes.

O tanque de um carro pode armazenar amônia líquida, desde que esteja devidamente pressurizado, dependendo da temperatura. Dependendo das propriedades termodinâmicas da amônia, a -30 °C, a pressão do tanque teria que ser de 1.896 bar (27,5 psi), aproximadamente a mesma de um pneu de veículo. A 30°C teria que ser 11,72 bar (170 psi) para manter a amônia líquida. Se a pressão do tanque fosse liberada, a amônia líquida se tornaria gasosa e aumentaria a pressão até esse nível. Os compressores de ar para pneus comuns operam nesta pressão, de modo que a pressão do tanque não seja uma barreira ao uso de combustível.

No entanto, existem outras barreiras à expansão da sua utilização. Em termos de fornecimento de amoníaco bruto, teriam de ser construídas fábricas para aumentar os níveis de produção, o que exigiria maiores investimentos monetários e energéticos. Mesmo sendo o segundo composto químico mais produzido, a escala de produção de amônia representa uma pequena fração do petróleo utilizado no mundo. Pode ser um fabricante de energia renovável, bem como de energia nuclear. A Noruega produziu amônia com eletrólise da água durante muitos anos, começando em 1913, produzindo fertilizantes para a Europa. Se for produzido a partir de carbono, o CO pode ser apreendido, mas as instalações de captura e armazenamento de carbono ainda não atingiram a fase de protótipo.

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.[48]​ 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 conservadoras 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.[49]​ 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.[48]​ Aun cuando el amoníaco es regulado en los Estados Unidos como un gas inflamable, entra en la definición de un gas tóxico al inhalarlo y requiere seguridad específica al transportarlo en cantidades más grandes a 3,500 galones.[50]​.

Toxicidade

A toxicidade das soluções de amônia geralmente não causa problemas para humanos ou outros mamíferos, devido a um mecanismo específico que existe para impedir o seu armazenamento no sangue. A amônia é convertida em carbonil fosfato pela enzima carbonil fosfato sintetase e depois entra no Ciclo da Uréia para ser incorporada em aminoácidos ou excretada na urina. De qualquer forma, peixes e anfíbios não possuem esse mecanismo, pois normalmente eliminam a amônia de seus corpos por meio de excreção direta. A amônia, mesmo em concentrações diluídas, é altamente tóxica para os animais aquáticos, por isso é classificada como “perigosa ao meio ambiente”.

Acredita-se que a toxicidade da amônia seja a causa da perda ainda inexplorada de peixes nos incubatórios. O excesso de amônia pode se acumular e causar alterações metabólicas ou aumentar o pH do corpo do organismo exposto. A tolerância varia entre as diferentes espécies de peixes.[51]​ Em concentrações mais baixas, em torno de 0,05 mg/L, a amônia não ionizada é prejudicial aos peixes e pode causar diminuição do crescimento, redução da fertilidade e fecundidade e aumento do estresse e suscetibilidade a infecções e doenças bacterianas.[52]​ Após a exposição ao excesso de amônia, os peixes podem sofrer perda de equilíbrio, hiperexcitabilidade, aumento da atividade respiratória, captação de oxigênio e aumento da frequência cardíaca.[51]​ Em concentrações superiores. 2,00 mg/L, a amônia causa danos aos tecidos, letargia extrema, convulsões, coma e morte.[51]​[53]​ Experimentos mostraram que a concentração letal para peixes geralmente varia de 0,2 a 2,00 mg/L[53]​.

Durante o inverno, quando a alimentação fornecida às explorações aquícolas é reduzida, os níveis de amoníaco podem aumentar. Temperaturas inferiores às ambientais reduzem a taxa de fotossíntese das algas, de modo que menos amônia é removida pelas algas. Neste tipo de ambiente, especialmente em grande escala, não existem soluções rápidas para tratar níveis elevados de amônia. Recomenda-se a prevenção, em vez da correção, para reduzir os danos aos peixes[53]​ e, em sistemas de águas abertas, ao ambiente circundante.

Informações de armazenamento

Semelhante ao propano, o anidrido amônia ferve abaixo da temperatura ambiente à pressão padrão. Um recipiente de armazenamento de amônia capaz de mantê-la a 250 psi é apropriado para armazenamento.[54] Os compostos de amônia não devem entrar em contato com bases "básicas (químicas)" (a menos que seja pretendida uma reação química específica), pois podem ser liberadas quantidades perigosas de amônia.

Uso doméstico

Soluções de amônia (5-10% em peso) são usadas em produtos de limpeza domésticos, principalmente em vidro. Estas soluções são irritantes para os olhos e mucosas e, em menor grau, para a pele. Deve-se ter cuidado para nunca misturar essas soluções com qualquer líquido que contenha alvejante, pois pode causar um gás perigoso. Misturá-lo com produtos que contenham cloro ou oxidantes poderosos, como alvejantes domésticos, pode levar à produção de gases perigosos, como a cloramina.[55]​.

Uso laboratorial de soluções de amônia

Os perigos das soluções de amônia dependem de sua concentração: Soluções com amônia “diluída” geralmente apresentam entre 5-10% em peso (5,62 mol/l); Soluções concentradas são geralmente preparadas com aproximadamente 25% em peso. A 25% em peso, a solução tem densidade de 0,907 g/cm³ (907 kg/m³), e uma solução com densidade menor será mais concentrada. A tabela a seguir classifica as soluções de amônia.

O vapor de amônia de soluções concentradas de amônia é gravemente irritante para os olhos e o trato respiratório, e essas soluções só podem ser manuseadas em uma capela. Soluções saturadas ("0,880") podem desenvolver pressão significativa em um frasco fechado em clima quente, e o frasco deve ser aberto com cuidado; isso normalmente não é um problema para soluções de 25% ("0,900").

As soluções de amônia não devem ser misturadas com halogênios, pois formam-se produtos tóxicos e/ou explosivos. O contato prolongado de soluções de amônia com sais de prata, mercúrio ou iodo também pode resultar em produtos explosivos: tais misturas são normalmente formadas em análises qualitativas inorgânicas e devem ser ligeiramente acidificadas, mas não concentradas, antes de a análise ser concluída.

Uso laboratorial de anidrido de amônia (gás ou líquido)

O anidrido de amônia é classificado como tóxico ("T") e perigoso para o meio ambiente ("N"). O gás é inflamável (temperatura de autoignição: 651 °C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16-25%). A exposição permitida nos Estados Unidos é de 50 ppm, enquanto a concentração para danos imediatos à vida e à saúde é estimada em 300 ppm. A exposição repetida a níveis mais baixos de amônia diminui a sensibilidade ao odor do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações inferiores a 50 ppm, mas indivíduos insensíveis não seriam capazes de detectá-lo mesmo em concentrações de 100 ppm. O anidrido de amônia corrói as ligas de cobre e zinco, portanto o latão não deve ser usado para armazenar o gás. A amônia líquida também pode atacar a borracha e alguns plásticos.

A amônia reage violentamente com halogênios. Triiodeto de nitrogênio, um explosivo primário, que se forma quando a amônia entra em contato com o iodo. A amônia causa a polimerização explosiva do óxido de etileno. Também forma compostos explosivos fulminantes com ouro, prata, mercúrio, germânio ou telúrio. Reações violentas também foram relatadas com soluções de acetaldeído, hipoclorito, peróxidos e ferricianeto de potássio.

Princípios químicos

O NH é obtido pelo método denominado processo Haber-Bosch (Fritz Haber e Carl Bosch receberam o Prêmio Nobel de Química em 1918 e 1931). O processo consiste na reação direta entre nitrogênio gasoso e hidrogênio.

N + 3H → 2NH ΔH° = -46,2 kJ/mol

ΔS° < 0.

25°C K = 6,8,10¬5 atm

850°C K = 7,8,10¬-2 atm

Esses valores são obtidos através da equação de van't Hoff. É uma reação muito lenta, pois possui alta energia de ativação, consequência da estabilidade do N. A solução para o problema foi utilizar um catalisador (óxido de ferro que se reduz a Fe na atmosfera de H). Como a reação tem mais moles no lado dos reagentes (4 moles) do que no lado dos produtos (2 moles), o aumento da pressão favorece a formação do produto. Embora termodinamicamente a reação prossiga melhor em baixas temperaturas, esta síntese é realizada em altas temperaturas para favorecer a energia cinética das moléculas e assim aumentar a taxa de reação. Além disso, a amônia é removida à medida que é produzida para promover ainda mais a síntese dos produtos.

Produção da reforma

O método Haber-Bosch utiliza duas matérias-primas: hidrogênio e nitrogênio. O hidrogénio necessário é produzido a partir da reforma do gás natural, GPL ou nafta com vapor de água, sendo o gás natural a alimentação mais comum. A planta é dividida em duas seções: a front-end ou parte frontal da planta, onde é gerada a mistura de hidrogênio e nitrogênio necessária para sintetizar a amônia, e a back-end ou parte traseira da planta, que é a seção onde o produto é convertido de ambos os reagentes.

A planta geralmente consiste nas seguintes unidades:.

Front-end:.

Back-end:.

A seção final consiste principalmente em um reator (o conversor de amônia) e uma série de equipamentos auxiliares para resfriar a corrente de saída do reator. Possui também um compressor que aumenta a pressão do fluxo proveniente do front-end até a pressão de trabalho necessária para a síntese de amônia. Existem vários projetos de reatores oferecidos por diferentes tecnólogos (por exemplo, Haldor Topsoe, Casale, Kellogg, reatores do tipo TVA, etc.) e cada conversor tem suas próprias características, vantagens e desvantagens. Alguns reatores são verticais, outros horizontais; alguns têm fluxo radial, outros fluxo axial e outros fluxo misto; alguns têm um leito, outros dois leitos, etc. Em todo caso, uma característica comum a todos eles é que necessitam de um catalisador para que a reação ocorra, atualmente aquele utilizado em quase todas as plantas à base de ferro e promovido com outros compostos. Os reatores geralmente operam em uma faixa de temperatura de 400-500 °C e em pressões muito elevadas, da ordem de 200-350 kgf/cm²g. Conforme explicado anteriormente, a reação é fortemente equilibrada no lado dos reagentes e, portanto, a concentração de amônia não é muito alta: em uma planta operando em condições estáveis, a concentração na entrada do conversor é geralmente em torno de 5% e na saída de 15%.

El amoníaco líquido es conocido y comúnmente estudiado como un solvente ionizante no-acuoso. Su propiedad más conspicua es 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 NH con aquellas del agua, muestra que el NH tiene un menor punto de ebullición, de fusión, densidad, viscosidad y constante dieléctrica; esto es al menos en parte por los enlaces débiles del hidrógeno en NH y porque dicho enlace no puede formar redes reticuladas, pues cada molécula de NH tiene un solo par de electrones libres comparado con dos por cada molécula de HO. La constante de disociación del NH a -50 °C es 10 mol·l.

Solubilidade de sais

A amônia líquida é um solvente ionizante, embora menos que a água, pois dissolve muitos compostos, incluindo nitratos, nitritos, cianetos e tiocianatos. A maioria dos sais de amônio são solúveis e atuam como ácidos em soluções líquidas de amônia. A solubilidade dos sais halogéneos aumenta do flúor para o iodo. Uma solução saturada de nitrato de amônio contém 0,083 moles de solita por mol de amônia e tem uma pressão de vapor inferior a 1 bar "Bar (unidade de pressão)") a 25 °C.

Soluções metálicas

A amônia líquida dissolve metais alcalinos e outros metais eletropositivos, como magnésio, cálcio, estrôncio, bário, európio e itérbio. Em baixas concentrações, formam-se soluções azuis escuras: estas contêm cátions e elétrons solvatados, elétrons livres que estão rodeados por uma gaiola de moléculas de amônia.

Estas soluções são agentes redutores muito úteis e fortes. Em altas concentrações, as soluções têm aparência metálica e condutividade elétrica. A baixas temperaturas, os dois tipos de solução podem coexistir como fases imiscíveis.

Propriedades redox da amônia líquida

A faixa de estabilidade termodinâmica de soluções com amônia líquida é muito estreita, pois o potencial de oxidação ao dinitrogênio, potencial normal do eletrodo (N + 6NH + 6e 8NH), é de apenas +0,04 V. Na prática, a oxidação ao dinitrogênio e a redução do dihidrogênio são lentas. Isto é especialmente verdadeiro em soluções redutoras: as soluções dos metais alcalinos mencionados acima são estáveis ​​por vários dias, decompondo lentamente o metal e a ameba dihidrogenada. A maioria dos estudos sobre amônia líquida em soluções são realizados sob condições redutoras; No entanto, a oxidação da amônia líquida é lenta e existe risco de explosão.

Inalação

Em altas concentrações irrita a garganta, inflama os pulmões, danifica o trato respiratório e os olhos. À medida que a concentração aumenta, pode causar edema pulmonar (o edema pulmonar é frequentemente causado por insuficiência cardíaca congestiva. Quando o coração não é capaz de bombear o sangue para o corpo com eficiência, ele pode retornar às veias que transportam o sangue através dos pulmões para o lado esquerdo do coração.

À medida que a pressão nesses vasos sanguíneos aumenta, o fluido é empurrado para os espaços aéreos (alvéolos) nos pulmões. Este fluido reduz o movimento normal do oxigênio através dos pulmões. Isso e o aumento da pressão podem causar dificuldade para respirar ou morte quando exceder 5.000 ppm.

Se a pessoa inalou o veneno, leve-a imediatamente para um local onde possa tomar ar fresco e vá imediatamente ao médico rapidamente.

Contato com a pele

A amônia pode causar irritação na pele, especialmente se a pele estiver úmida. Além disso, pode queimar e formar bolhas na pele após alguns segundos de exposição a concentrações atmosféricas superiores a 300 ppm.

Se o produto químico estiver na pele ou nos olhos, enxágue com bastante água por pelo menos 15 minutos, de preferência com vinagre diluído ou ácido bórico, pois os ácidos o neutralizam.

Ingestão

Este composto é gasoso em condições atmosféricas normais e a sua ingestão é improvável. Porém, caso ocorra, pode destruir a mucosa gástrica, causando patologias graves e até a morte. Na verdade, a bactéria Helicobacter pylori secreta amônia a partir da uréia e por isso a mucosa gástrica ou duodenal é destruída, causando úlcera péptica.

Caso a pessoa tenha ingerido o produto químico, o vômito não deve ser induzido; A avaliação médica deve ser solicitada imediatamente em uma unidade de emergência.

A julgar pelo seu odor irritante e penetrante, a sua ingestão é pouco provável, no entanto, é muito comum no caso da ingestão de alimentos como peixes ou mariscos em decomposição (cujas proteínas, quando degradadas, formam este composto); por isso é fundamental cuidar da sua qualidade e frescura para evitar intoxicações alimentares.

El amoníaco es una importante fuente de nitrógeno para sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75 %), algunos seres vivos son capaces de usar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, N 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 del nitrógeno atmosférico.[61]​.

Biossíntese

Em certos organismos, a amônia é produzida pelo nitrogênio atmosférico pela enzima chamada nitrogenase. O processo geral é chamado de fixação de nitrogênio. Embora os métodos biomiméticos dificilmente sejam competitivos com o "Processo Haber", um intenso esforço tem sido direcionado para o mecanismo biológico de fixação de nitrogênio. O interesse científico neste problema é motivado por uma estrutura incomum do sítio ativo da enzima, que consiste em uma montagem FeMoS.

A amônia também é um produto metabólico de aminoácidos, catalisado por enzimas como a glutamato desidrogenase. A excreção de amônia é comum em animais marinhos. Nos humanos, é facilmente convertido em uréia, que é menos tóxica e menos básica. A uréia é o maior componente do peso seco da urina. A maioria dos répteis, pássaros, insetos e caracóis secretam ácido úrico como resíduos nitrogenados.

em fisiologia

A amônia também desempenha um papel na fisiologia normal e anormal. É biossintetizado através do metabolismo normal de aminoácidos e é tóxico em altas concentrações.[62] O fígado converte amônia em uréia por meio de várias séries de reações conhecidas como ciclo da uréia. Disfunções hepáticas, como cirrose, podem levar a uma quantidade elevada de amônia no sangue (hiperamonemia). Da mesma forma, defeitos na enzima responsável pelo ciclo da ureia, como a ornitina transcarbamilase, podem causar hiperamonemia. A hiperamonemia leva à confusão e a um estado de encefalopatia hepática semelhante ao coma, bem como a doenças comuns em pessoas com problemas no ciclo da ureia.[63]​.

A amônia é importante para o equilíbrio ácido/base normal. Após a formação de amônio a partir da glutamina, o α-cetoglutarato pode ser degradado para produzir duas moléculas de bicarbonato, que posteriormente funcionam como tampões para os ácidos dietéticos. A amônia é excretada na urina, perdendo ácidos. A própria amônia pode se difundir através dos tumuli renais, combinada com íons de hidrogênio, para permitir a futura excreção de ácidos.[64]​.

Excreção

Os íons de amônia são resíduos tóxicos do metabolismo animal. Em peixes e invertebrados aquáticos, é excretado diretamente na água. Em mamíferos, tubarões e anfíbios, é convertido em uréia no ciclo da ureia, por ser menos tóxico e ser um processo eficiente. Em aves, répteis e caracóis terrestres, o amônio metabólico é convertido em ácido úrico, que é sólido e, portanto, é excretado com perda mínima de água[65].

El amoníaco se ha detectado en la atmósfera de los planetas de gas gigante, incluyendo Júpiter "Júpiter (planeta)"), junto con otros gases como el metano, hidrógeno y helio. En el interior de Saturno hay cristales congelados de amoníaco.[66]​ Se encuentra naturalmente en Deimos "Deimos (satélite)") y Fobos "Fobos (satélite)"), las dos lunas de Marte.

espaço interestelar

A amônia foi originalmente detectada no espaço em 1968, com base em emissões de micro-ondas vindas da direção do núcleo galáctico.[67] Esta foi a primeira molécula poliatômica detectada. A sensibilidade da molécula em uma ampla gama de excitações e a facilidade com que ela pode ser observada em diversas regiões fizeram da amônia uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares.[68] A intensidade relativa das linhas de amônia pode ser usada para medir a temperatura do meio emissor.

As seguintes espécies isotópicas de amônia foram detectadas:

A detecção de amônia com deutério triplo foi considerada uma surpresa porque o deutério é relativamente escasso. Acredita-se que as baixas temperaturas permitem que esta molécula sobreviva e se acumule.[69]​.

Desde a sua descoberta interestelar, o NH provou ser uma ferramenta de espectroscopia inestimável no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições, é sensível a uma ampla gama de condições de excitação, o NH tem sido amplamente detectado astronomicamente - sua detecção foi relatada em centenas de artigos.

O estudo da amônia interestelar tem sido importante para diversas áreas de pesquisa nas últimas décadas.

A abundância interestelar de amônia foi medida em vários ambientes. A proporção de [NH]/[H] foi estimada de 10 em pequenas nuvens escuras[70]​ a 10 no núcleo denso do complexo de nuvens moleculares de Orion.[71]​ Embora um total de 18 rotas de produção tenham sido propostas,[72]​ o principal mecanismo de formação de NH interestelar é a seguinte reação:.

A constante de mudança "k" nesta reação depende da temperatura ambiente, com valor de 5,2×10 a 10 K.[73] A constante foi calculada a partir da fórmula “k = a(T/300)”. Para a reação de formação primária, a = 1,05×10 e B = −0,47. Assumindo uma abundância de NH de 3×10 e uma abundância de elétrons de 10 típica de nuvens moleculares, a formação prossegue para uma mudança de 1,6×10 cms em uma nuvem molecular com uma densidade total de 10 cm.[74]​.

Todas as outras propostas de reação de formação possuem constantes com valores entre 2 e 13 ordens de grandeza menores, tornando as contribuições para a abundância de amônia relativamente insignificantes.[75] Como exemplo de uma das contribuições mencionadas está:.

Tem uma engrenagem constante de 2,2×10. Assumindo densidades de 10 e razão NH/H de 10 para H, esta reação prossegue a uma taxa de 2,2×10, mais de 3 ordens de grandeza mais lenta que a reação primária anterior.

Algumas outras reações de formação possíveis são:.

Existem 113 reações propostas que levam à destruição do NH. Destes, 39 foram tabulados em extensas tabelas químicas juntamente com compostos de carbono, nitrogênio e oxigênio.[76]​ Uma revisão da amônia interestelar cita as seguintes reações como os principais mecanismos de dissociação:[68]​.

Com variações constantes de 4,39×10[77]​ e 2,2×10,[78]​ respectivamente. As equações (1,2) são executadas com uma variação de 8,8×10 e 4,4×10, respectivamente. Esses cálculos assumem a mudança dada nas constantes e abundâncias de [NH]/[H] = 10, [H]/[H] = 2×10, [HCO]/[H] = 2×10 e densidades totais de n = 10, típicas de nuvens moleculares frias e densas. Claramente, entre estas duas reações primárias, a equação (1) é a reação de destruição dominante, com uma mudança cerca de 10.000 vezes mais rápida que a equação (2). Isto se deve à abundância relativamente alta de H.

As observações de rádio NH do Radiotelescópio Effelsberg revelaram que a linha de amônia é separada em dois componentes – um fundo rígido e um núcleo disforme. O fundo corresponde bem à localização de CO detectada anteriormente.[80] O telescópio Chilbolton de 25 m na Inglaterra detectou sinais de rádio de amônia em regiões H II, HNHO, objetos HH e outros objetos associados à formação de estrelas. Uma comparação com a linha de emissão indica que as velocidades turbulentas ou sistemáticas não aumentam no centro do núcleo das nuvens moleculares[81]​.

A radiação de microondas da amônia foi observada em vários objetos galácticos, incluindo W3 (OH), Orion (constelação "Orion (constelação)"), W43, W51 e cinco fontes no centro galáctico. A alta detecção da mudança indica que se trata de uma molécula comum no meio interestelar e que regiões de alta densidade são comuns na galáxia[82].

Observações VLA em sete regiões com fluxos gasosos de alta velocidade revelaram condensações de menos de 0,1 pc") em L1551, S140 e Cepheus (constelação). Três condensações individuais foram detectadas em Cepheus, uma delas era uma figura muito alongada. Elas podem desempenhar um papel importante na criação de folgas bipolares na região.[83]​.

A amônia extragaláctica foi fotografada usando VLA no IC 342. A temperatura do gás quente está acima de 70 K, o que foi inferido a partir das linhas do raio da amônia e parece estar associado às porções mais internas da haste nuclear vista no CO. G29,96−0,02 e G31,41+0,31. Com base em diagnósticos de temperatura e densidade, conclui-se geralmente que tais aglomerados são provavelmente os locais de formação de estrelas em uma fase evolutiva inicial antes do desenvolvimento de uma região HII ultracompacta.[85]​.

Absorções a 2,91 micrômetros de amônia sólida foram registradas a partir de grãos interestelares no Objeto Becklin-Neugebauer e provavelmente em NGC 2264-IR. Esta detecção ajudou a explicar a forma física das linhas de absorção de gelo anteriormente mal compreendidas.[86]​.

Um espectro do anel de Júpiter foi obtido no observatório Kuiper Airborne, cobrindo a faixa de espectro de 100 a 300 cm. A análise de espectro fornece informações sobre as propriedades globais do gás amônia e da névoa gelada de amônia.[87]​.

Um total de 149 posições de nuvens negras foram verificadas em busca de evidências de "núcleos densos" usando a inversão de linha de (J,K) = (1,1) deNH. Em geral, os núcleos não possuem formato esférico, com raios variando entre 1,1 a 4,4. Também foi descoberto que núcleos com estrelas têm linhas mais largas do que núcleos sem estrelas.[88]​.

A amônia também foi detectada na Nebulosa de Draco e em uma ou talvez duas nuvens moleculares, que estão associadas ao cirro infravermelho.[89]​.

Ao equilibrar e estimular uma emissão com uma emissão espontânea, é possível construir uma relação entre a temperatura de excitação e a densidade. Contudo, uma vez que os níveis transitórios de amónia podem ser aproximados ao nível 2 num sistema de baixa temperatura, este cálculo é simples. Esta premissa pode ser aplicada a nuvens negras, regiões suspeitas de terem temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para futuras formações estelares. As detecções de amónia em nuvens negras mostram linhas estreitas – indicando não apenas baixas temperaturas, mas também um baixo nível de turbulência na nuvem. A linha de cálculo do raio fornece uma medida da temperatura da nuvem que é independente de observações anteriores de CO. As observações de amônia foram consistentes com medições de CO de temperaturas de rotação de ~10 K. Com isso, as densidades podem ser determinadas e foram calculadas para variar entre 10 e 10 cm em nuvens negras. Ao mapear NH, concluímos que ele tem medições diárias de nuvens de 0,1 pc e massas próximas a uma única massa. Esses locais frios com núcleos densos são locais onde uma estrela se formará.

As regiões HII ultracompactas estão entre os melhores rastreadores de formação de estrelas de alta massa. O material denso em torno das regiões UCHII é principalmente molecular. Uma vez que um estudo completo da formação de estrelas massivas envolve necessariamente a nuvem a partir da qual a estrela se formou, o amoníaco é uma ferramenta inestimável para a compreensão deste material molecular circundante. Uma vez que este material molecular pode ser resolvido espacialmente, é possível restringir os recursos térmicos/ionizantes, temperaturas, massas e tamanho das regiões. Os componentes de velocidade deslocados do Doppler permitem a separação de regiões distintas de gás molecular que podem rastrear fluxos e núcleos quentes originados da formação estelar.

A amônia foi detectada em galáxias externas e, medindo simultaneamente várias linhas, é possível medir diretamente a temperatura do gás nessas galáxias. As linhas de raio implicam que as temperaturas são quentes (~ 50 K), originadas de nuvens densas com tamanhos de dezenas de pc. Esta imagem é consistente com a imagem da nossa Via Láctea – núcleos moleculares quentes e densos formam-se em torno de estrelas em formação incorporadas em nuvens com material molecular na escala de várias centenas de pc (nuvens moleculares gigantes).