Amoníaco

De Wikipedia, la enciclopedia libre
Saltar a: navegación , búsqueda
Amoníaco
Identificadores
CAS 7664-41-7 Sí Y
PubChem 222 Sí Y
Propiedades físicas 217 Sí Y
UNII 5138Q19F1X Sí Y
Número CE 231-635-3
Número ONU 1005
KEGG D02916 Sí Y
MeSH Amoníaco
ChEBI Chebi: 16134 Sí Y
ChEMBL CHEMBL1160819 Sí Y
RTECS número BO0875000
Beilstein de referencia 3587154
Gmelin referencia 79
3DMet B00004
Jmol -imágenes 3D Imagen 1
Propiedades
Fórmula molecular NH 3
Masa molar 17,031 g / mol
Apariencia Gas incoloro de olor penetrante fuerte
Densidad 0,86 kg / m 3 (1.013 bar en el punto de ebullición)
0,73 kg / m 3 (1.013 bar a 15 ° C)
681,9 kg / m 3 a -33,3 ° C (líquido) [1]
817 kg / m 3 a -80 ° C (transparente sólido) [2]
Punto de fusión

-77.73 ° C, 195 K, -108 ° F

Punto de ebullición

-33.34 ° C, 240 K, -28 ° F

Solubilidad en agua 47% (0 ° C)
31% (25 ° C)
28% (50 ° C) [3]
Acidez (p K a) 9.3 (agua), [4] 10,5 (DMSO)
Basicidad (p K b) 4.75
Estructura
La forma molecular Pirámide trigonal
Momento dipolar 1,42 D
Peligros
MSDS Externa MSDS
SGA pictogramas GHS-pictograma-bottle.svg GHS-pictograma-acid.svg GHS-pictograma-skull.svg GHS-pictograma-pollu.svg [5]
Indicaciones de peligro del SGA H221, H280, H314, H331, H400 [5]
SGA declaraciones de precaución P210, P261, P273, P280, P305 351 338, P310 [5]
Índice de la UE 007-001-00-5 (anhidro)
007-001-01-2 (soluciones)
Clasificación de la UE Tóxicos (T)
Corrosivos (C)
Peligroso para el medio ambiente (N)
R-frases R10 , R23 , R34 , R50
Frases S (S1 / 2) , S9 , S16 , S26 , S36/37/39 , S45 , S61
NFPA 704
NFPA 704.svg
1
3
0
Punto de inflamación gases inflamables (véase el texto)
Autoignición
temperatura
651 ° C
Límites de explosividad 15-28%
EE.UU. admisible
límite de exposición (PEL)
50 ppm (25 ppm ACGIH - TLV: 35 ppm STEL )
Compuestos relacionados
Otros cationes Fosfina
Arsina
Estibina
Hidruros relacionadas con nitrógeno Hidracina
Ácido hidrazoico
Compuestos relacionados De hidróxido de amonio
Datos complementarios página
Estructura y
propiedades
n , ? r , etc
Termodinámico
datos
Fase de comportamiento
Sólido, líquido o gas
Los datos espectrales UV , IR , RMN , MS
Sí Y (¿qué es esto?) (verificar)
Salvo indicación contraria, los datos se den materiales en su estado estándar (a 25 ° C, 100 kPa)
Infobox referencias

El amoníaco es un compuesto de nitrógeno y el hidrógeno con la fórmula NH 3. Es un gas incoloro de gas con una característica penetrante olor . Amoníaco contribuye significativamente a la nutrición de las necesidades de los organismos terrestres, sirviendo como un precursor de los alimentos y fertilizantes . Amoniaco, ya sea directa o indirectamente, es también un elemento esencial para la síntesis de muchos productos farmacéuticos . Aunque en el uso de ancho, el amoníaco es a la vez cáustico y peligroso . En 2006, la producción mundial se estimó en 146,5 millones de toneladas. [6] Se utiliza en productos de limpieza comercial.

Amoniaco, que se utiliza comercialmente, a menudo se denomina amoníaco líquido. Este término pone de relieve la ausencia de agua en el material. Debido a NH 3 hierve a -33,34 º C (-28.012 ° F) a una presión de 1 atmósfera, el líquido debe ser almacenado bajo presión alta o baja temperatura. Su calor de vaporización es, sin embargo, suficientemente alta para que NH 3 se puede manejar fácilmente en común vasos , en una campana de extracción (es decir, si ya es un líquido no hierve con facilidad). "Amoniaco casero" o " hidróxido de amonio "es una solución de NH 3 en el agua. La fuerza de este tipo de soluciones se mide en unidades de Baume ( densidad ), con 26 grados Baume (alrededor del 30% w / w de amoníaco a 15,5 ° C) es el producto típico de alta concentración comercial. [7] va en la concentración de amoniaco casero de 5 al 10 por ciento en peso de amoníaco.

Contenido

[ editar ] Estructura y propiedades químicas básicas

La molécula de amoníaco tiene una pirámide trigonal forma con un ángulo de enlace de 107.8 °, tal como predice la teoría de la capa de valencia de repulsión de pares de electrones (la teoría RPECV). El átomo de nitrógeno central tiene cinco electrones externos con un electrón adicional de cada átomo de hidrógeno. Esto da un total de ocho electrones, o cuatro pares de electrones, que están dispuestos tetraédricamente. Tres de estos pares de electrones se utilizan como pares de bonos, lo que deja un par de electrones. El par de electrones se repelen con más fuerza que los pares de bonos, por lo tanto, el ángulo de enlace no es 109.5 ° como se espera por una disposición tetraédrica regular, pero se mide a 107,8 °. El átomo de nitrógeno en la molécula tiene un único par de electrones , lo que hace que el amoníaco una base de , un receptor de protones. Esta forma da la molécula de un dipolo de momento y hace que sea polar . Polaridad de la molécula y, sobre todo, su capacidad para formar puentes de hidrógeno , amoníaco hace altamente miscible con agua . El amoníaco es moderadamente básico, una solución acuosa 1,0 M tiene un pH de 11,6, y si un ácido fuerte se añade a una solución hasta que la solución es neutra (pH = 7), el 99,4% de las moléculas de amoníaco son protonados . La temperatura y la salinidad también influyen en la proporción de NH 4 +. Este último tiene la forma de regular de tetraedro y es isoelectrónico con el metano . Se sabe que tienen la mayor capacidad de calor específico de cualquier sustancia.

[ editar ] Presencia natural

El amoníaco se encuentra en la traza cantidades en la atmósfera, se produce a partir de la putrefacción (proceso de descomposición) de los animales de nitrógeno y materia vegetal. Sales de amonio y de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, mientras que el cloruro de amonio (sal amoniaco), y sulfato de amonio se encuentran en los distritos volcánicos, los cristales de bicarbonato de amonio se han encontrado en la Patagonia guano . Los riñones secretan NH 3 para neutralizar el exceso de ácido. [8] Las sales de amonio también se encuentran distribuidos a través de toda la tierra fértil y agua de mar. Sustancias que contienen amoníaco, o las que son similares a ella, son llamados amoniacal. El amoníaco se encuentra en Plutón , Júpiter y, en pequeñas cantidades, en Urano .

[ editar ] Historia

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

Los romanos la llamaron los depósitos de cloruro de amonio que recolectaron en la cerca del templo de Júpiter Amón ( griego ????? Amón), en la antigua Libia "ammoniacus sal (sal de Amón), debido a la proximidad al templo cercano. [9] Las sales de amonio se han conocido desde tiempos muy antiguos, de ahí el término sal Hammoniacus aparece en los escritos de Plinio , [10] aunque no se sabe si el término se identifica con el más moderno sal amoniaco. [11]

En forma de sal amoniaco (nushadir), el amoníaco era importante para los alquimistas musulmanes ya en el siglo octavo, mencionada por primera vez por el químico islámico Jabir Ibn Hayyan , [12] y al Parlamento Europeo alquimistas desde el siglo 13, se menciona por Alberto Magno . [13] También fue utilizado por los tintoreros de la Edad Media bajo la forma de fermentación de orina para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo 15, Basilio Valentino demostró que el amoníaco puede ser obtenido por la acción de los álcalis sobre sal amoniaco. En un período posterior, cuando sal amoniaco se obtiene por destilación de las pezuñas y los cuernos de los bueyes y neutralizar el carbonato resultante con ácido clorhídrico , el nombre de "espíritu de cuerno de ciervo" se aplicó a amoníaco. [13] [14]

Amoniaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Priestley en 1774 y fue llamado por él de aire alcalino. [15] 11 años después, en 1785, Claude Louis Berthollet comprobar su composición. [13]

El proceso Haber-Bosch para producir amoníaco del nitrógeno en el aire ha sido desarrollada por Fritz Haber y Carl Bosch en 1909 y patentado en 1910. Fue utilizado por primera vez a escala industrial por los alemanes durante la Primera Guerra Mundial , [6] tras el bloqueo de los aliados que cortar el suministro de nitratos de Chile . El amoníaco se utiliza para la fabricación de explosivos para sostener su esfuerzo de guerra. [16]

Antes de la llegada del gas natural barato de hidrógeno, como paso previo a la producción de amoníaco se produjo a través de la electrólisis del agua o usar el proceso de cloro-álcali . El Vemork 60 MW de potencia hidroeléctrica en Noruega, construido en 1911, se utiliza exclusivamente para las plantas que utilizan el proceso de Birkeland-Eyde .

[ editar ] Síntesis y producción

La producción de amoníaco tendencia entre 1947 y 2007

Debido a sus múltiples usos, el amoniaco es una de las sustancias químicas más altamente producido inorgánicos. Decenas de fábricas de productos químicos en todo el mundo producir amoníaco. En el mundo la producción de amoníaco en 2004 fue de 109 millones de toneladas métricas . [17] La República Popular de China produce 28,4% de la producción mundial (cada vez más a partir del carbón, como parte de la urea de síntesis) [18] seguido por India con el 8,6%, Rusia con 8,4 %, y los Estados Unidos con un 8,2%. [17] Cerca del 80% o más del amoníaco producido se utiliza para la fertilización de los cultivos agrícolas. [17]

Antes del inicio de la Primera Guerra Mundial , la mayoría de amoníaco se obtiene por la destilación seca [19] de los vegetales y productos nitrogenados de residuos animales, incluidos los camellos estiércol , donde se destila por la reducción de ácido nitroso y los nitritos con hidrógeno, además, fue producida por la destilación del carbón , y también por la descomposición de sales de amonio alcalino hidróxidos [20] como la cal , la sal más comúnmente utilizado es el cloruro ( sal amoniaco ) así:

2 NH 4 Cl + 2 CaO ? CaCl2 + Ca (OH) 2 + 2 NH 3

Hoy en día, la típica moderna planta productora de amoníaco-primero convierte el gas natural (es decir, el metano) o gas licuado de petróleo (gas son el propano y butano ) o el petróleo nafta en hidrógeno gaseoso. El proceso utilizado en la producción de hidrógeno comienza con la eliminación de azufre, compuestos del gas natural (porque el azufre se desactiva el catalizador utilizado en los pasos posteriores). Catalizador de hidrogenación convierte en compuestos gaseosos organosulfurados sulfuro de hidrógeno :

H 2 + RSH ? RH + H 2 S (g)

El sulfuro de hidrógeno se elimina pasando el gas a través de lechos de óxido de zinc , donde se absorbe y se convierte en sólido de sulfuro de zinc :

H 2 S + ZnO ? ZnS + H 2 O

Catalizador de reformado con vapor de la materia prima sin azufre se utiliza para formar hidrógeno más monóxido de carbono :

CH 4 + H 2 O ? CO + 3 H 2

En el siguiente paso, el gas de agua reacción de desplazamiento se utiliza para convertir el monóxido de carbono en dióxido de carbono y más hidrógeno:

CO + H 2 O ? CO 2 + H 2

El dióxido de carbono se elimina, ya sea por absorción en solución acuosa de etanolamina soluciones o por adsorción en adsorbentes de oscilación de la presión (PSA), utilizando los medios de comunicación de propiedad sólidos de adsorción.

El último paso en la producción de hidrógeno es el uso de metanización catalítica para eliminar pequeñas cantidades residuales de monóxido de carbono o dióxido de carbono del hidrógeno:

CO + 3 H 2 ? CH 4 + H 2 O
CO 2 + 4 H 2 ? CH 4 + 2 H 2 O

Para producir el producto final deseado amoniaco, el hidrógeno se hace reaccionar con el nitrógeno (derivados del proceso de aire) con una magnetita catalizador a alta presión para formar amoníaco líquido anhidro. Este paso se conoce como el ciclo de síntesis de amoníaco (también conocido como el de Haber-Bosch de proceso):

3 H 2 + N 2 ? 2 NH 3

Hidrógeno que se requiere para la síntesis de amoníaco también puede ser producido económicamente con otras fuentes como el carbón o la gasificación de coque, menos económicamente de la electrólisis del agua en oxígeno + hidrógeno y otras alternativas que se encuentran actualmente impracticable para la gran escala. Al mismo tiempo, la mayoría de amoniaco de Europa se produce a partir de la planta de Hydro en Vemork , por la vía de la electrólisis. Diversas fuentes renovables de energía eléctrica también son potencialmente aplicables.

[ editar ] La biosíntesis

En ciertos organismos, el amoníaco es producido a partir de nitrógeno atmosférico por las enzimas llamadas nitrogenasas . El proceso global se denomina fijación de nitrógeno . Aunque es poco probable que los métodos biomiméticos se desarrollarán son competitivos con el proceso de Haber , intenso esfuerzo se ha dirigido hacia la comprensión del mecanismo de fijación biológica de nitrógeno. El interés científico de este problema está motivado por la inusual estructura del sitio activo de la enzima, que consiste en una Fe 7 meses 9 conjunto.

El amoníaco es también un producto del metabolismo de los aminoácidos desaminación . Excreción de amonio es común en los animales acuáticos. En los seres humanos, que se convierte rápidamente en urea , que es mucho menos tóxico, sobre todo menos básico . Esta urea es un componente importante del peso seco de la orina . La mayoría de los reptiles, las aves, así como insectos y caracoles sólo excretar el ácido úrico como los residuos nitrogenados.

[ editar ] Propiedades

El amoníaco es un gas incoloro de gas con un olor acre característico. Es más ligero que el aire , su densidad es 0,589 veces mayor que la del aire . Es de fácil licuado debido a la fuerte vinculación del hidrógeno entre las moléculas, el líquido hierve a -33,3 ° C, y se congela a -77.7 ° C a los cristales de color blanco. [13] La simetría del cristal es cúbico, Pearson símbolo CP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, constante de red 0,5125 nm. [21] líquido amoniaco posee una fuerte ionización poderes que refleja su alta ? de 22 años. El amoníaco líquido tiene un muy alto estándar de cambio de entalpía de vaporización (23,35 kJ / mol, cf. agua 40.65 kJ / mol, el metano 8,19 kJ / mol, fosfina 14,6 kJ / mol) y por lo tanto pueden ser utilizados en los laboratorios en los depósitos sin aislamiento, sin refrigeración adicional.

Es miscible con agua. Amoniaco en una solución acuosa puede ser expulsado por ebullición. La acuosa solución de amoniaco es básica . La máxima concentración de amoníaco en el agua (uno saturado de solución) tiene una densidad de 0,880 g / cm 3 y es a menudo conocido como "0.880 amoníaco. El amoníaco no se quema fácilmente o mantener la combustión , excepto bajo estrecha de combustible-aire de las mezclas de un 15-25% de aire. Cuando se mezcla con el oxígeno , arde con una pálida llama de color verde amarillento. A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado, el amoníaco se descompone en sus elementos constitutivos. Ignición se produce cuando el cloro se pasa en el amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno , si hay presencia de cloro en exceso, entonces el altamente explosivo tricloruro de nitrógeno (NCl 3) también se forma.

La molécula de amoniaco experimenta fácilmente la inversión de nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es un paraguas en el interior convirtiéndose en un fuerte viento. La barrera de energía para esta inversión es de 24.7 kJ / mol, y la frecuencia de resonancia es 23,79 GHz , que corresponde a microondas de radiación de una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción en esta frecuencia fue el primer espectro de microondas debe ser respetado. [22]

El amoníaco puede ser convenientemente desodorizados haciéndolo reaccionar con bicarbonato de sodio o ácido acético. Ambas reacciones forman una sal de amonio inodoro.

[ editar ] Basicidad

Una de las propiedades más características de amoníaco es su basicidad . Se combina con los ácidos para formar sales , por lo que con el ácido clorhídrico se forma cloruro de amonio (sal amoniaco), con ácido nítrico , nitrato de amonio , etc Sin embargo, el amoníaco perfectamente seco no se combinan perfectamente seca con cloruro de hidrógeno : la humedad es necesaria para que acerca de la reacción. [23] En un experimento de demostración, abrieron botellas de amoníaco concentrado y ácido clorhídrico producen nubes de cloruro de amonio, que parecen surgir "de la nada" como la sal de las formas en que las dos nubes de difusión de las moléculas se encuentran, en algún lugar de entre las dos botellas.

NH 3 + HCl ? NH 4 Cl

Las sales producidas por la acción del amoníaco sobre los ácidos son conocidos como los sales de amonio y todos contienen el ion amonio (NH 4 +). Amoniaco anhidro se usa a menudo para la producción de metanfetamina . Diluir solución acuosa de amoniaco se puede aplicar sobre la piel para disminuir los efectos de los venenos de animales ácidos, tales como los insectos y medusas .

La basicidad del amoníaco también es la base de su toxicidad y su uso como un limpiador .

[ editar ] La acidez

Aunque el amoníaco es bien conocido como una base débil, sino que también puede actuar como un ácido muy débil. Es una sustancia prótico y es capaz de formación de amidas (que contienen el NH 2 - ion). Por ejemplo, el litio se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución de amida de litio :

Li 2 + 2 NH 3 ? 2 LINH 2 + H 2

[ editar ] autodisociación

Como el agua, amoníaco sufre autoionisation molecular para formar el ácido y la base conjugados:

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

En estándar de presión y temperatura, [NH +
4]
[NH -
2]
= 10 -30
M 2
.

[ editar ] La combustión

La combustión de amoníaco en nitrógeno y agua es exotérmica :

4 NH 3 + 3 O 2 ? 2 N 2 + 6 H 2 O (g) ( ? H º r = -1267.20 kJ / mol)

El cambio de entalpía estándar de combustión , ? H º c, por cada mol de amoníaco y la condensación del agua que se forma, es -382,81 kJ / mol. Dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión: los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto al nitrógeno y oxígeno , que es el principio detrás del convertidor catalítico . Sin embargo, los óxidos de nitrógeno pueden formarse como productos cinéticos en presencia de catalizadores apropiados, una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico :

4 NH 3 + 5 O 2 ? 4 NO + 6 H 2 O

Una reacción subsiguiente conduce al agua y 2 NO

La combustión de amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (como el platino gasa), ya que la temperatura de la llama es generalmente más baja que la temperatura de ignición de la mezcla de amoníaco al aire. El rango de inflamabilidad del amoníaco en el aire es 16-25%. [24]

[ editar ] La formación de otros compuestos

En química orgánica , el amoníaco puede actuar como un nucleófilo en la sustitución de las reacciones. Aminas puede ser formado por la reacción de amoniaco con halogenuros de alquilo , aunque el resultado-NH 2 grupo también nucleofílica y secundaria y aminas terciarias a menudo se forman como subproductos. Un exceso de amoniaco ayuda a minimizar la sustitución múltiple, y neutraliza el haluro de hidrógeno formado. metilamina se prepara comercialmente mediante la reacción de amoniaco con clorometano , y la reacción del amoníaco con 2-bromopropanoic ácido se ha utilizado para preparar racémica alanina en el 70% de rendimiento. etanolamina es preparada por una reacción de apertura de anillo con óxido de etileno : la reacción a veces se les permite ir más allá de producir dietanolamina y trietanolamina .

Amidas se pueden preparar por la reacción de amoniaco con una serie de ácidos carboxílicos derivados. cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoniaco debe estar presente en al menos un exceso doble para neutralizar el cloruro de hidrógeno formado. ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Sales de amonio de los ácidos carboxílicos se pueden deshidratar a amidas, siempre y cuando no hay grupos presentes sensibles al calor: las temperaturas de 150-200 ° C se requieren.

El hidrógeno en amoníaco es capaz de sustitución por los metales , por lo que el magnesio arde en el gas con la formación de nitruro de magnesio Mg 3 N 2, y cuando el gas se pasa por encima climatizada de sodio o de potasio , sodamida, NaNH 2 y potassamide, KNH 2 , se forman. Cuando sea necesario en la nomenclatura sustitutiva , la IUPAC prefiere el azane recomendaciones nombre a amoníaco: por lo tanto, la cloramina se llamaría chloroazane en la nomenclatura sustitutiva, no chloroammonia.

Amoniaco pentavalente que se conoce como ? 5-amina, o más comúnmente, el hidruro de amonio. Este sólido cristalino es estable bajo alta presión, y se descompone en amoníaco volver trivalente y el gas de hidrógeno en condiciones normales. Esta sustancia se ha investigado una vez como un combustible sólido para cohetes posible en 1966. [25]

[ editar ] El amoníaco como un ligando

Bola y el palo modelo de la tetraamminediaquacopper (II) de cationes, [Cu (NH 3) 4 (H 2 O) 2] 2 +

El amoniaco puede actuar como un ligando de metales de transición complejos . Se trata de una pura ? de donantes, en medio de la serie espectroquímica , y muestra intermedia duro-blando comportamiento. Por razones históricas, el amoníaco se llama amina en la nomenclatura de los compuestos de coordinación . Algunos complejos de amina notables incluyen tetraamminediaquacopper (II) ([Cu (NH 3) 4 (H 2 O) 2] 2 +), un complejo de color azul oscuro formado por la adición de amoníaco a la solución de cobre (II) sales. Se le conoce como reactivo Schweizer . Diamminesilver (I) ([Ag (NH3) 2] +) es la especie activa en el reactivo de Tollens " . Formación de este complejo también puede ayudar a distinguir entre los precipitados de los haluros de plata diferentes: cloruro de plata (AgCl) es soluble en ácido (2M) solución de amoníaco, bromuro de plata (AgBr) sólo es soluble en una solución concentrada de amoníaco, mientras que el yoduro de plata (AgI ) es insoluble en solución acuosa de amoniaco.

Complejos de amina de cromo (III) se conocían en el siglo 19, y formó la base de Alfred Werner teoría 's revolucionaria en la estructura de los compuestos de coordinación. Werner señaló que sólo dos isómeros (FAC - y mer -) del complejo [CrCl 3 (NH 3) 3] podría ser formado, y concluyó que los ligandos deben estar dispuestos alrededor del ion metálico en el vértice de un octaedro . Esta propuesta ha sido confirmada por cristalografía de rayos X .

Un ligando amina unido a un ion metálico es notablemente más ácida que una molécula de amoniaco libre, a pesar de desprotonación en solución acuosa es todavía escasa. Un ejemplo es la reacción de calomelanos , donde el amidomercury resultante (II) compuesto es altamente insoluble.

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

[ editar ] formación interestelar y la destrucción

[ editar ] Mecanismos de formación

Bola y el palo de la modelo diamminesilver (I) catión, [Ag (NH3) 2] +

La abundancia interestelar para el amoníaco se ha medido por una variedad de entornos. El [NH 3] / [H 2] relación se ha estimado en un rango de 10 -7 en pequeñas nubes oscuras [26] hasta 10 -5 en el núcleo denso de la nube molecular complejo de Orión . [27] A pesar de un total de 18 rutas de la producción total se han propuesto, [28] el mecanismo principal para la formación de NH 3 interestelar es la reacción:

NH 4 + + e - ? NH 3 + H ·

La constante de velocidad, k, de esta reacción depende de la temperatura del medio ambiente, con un valor de 5,2 × 10 -6 a 10 K. [29] La constante de velocidad se calcula a partir de la ecuación k = a (T/300) B . Para la reacción de formación primaria, a = 1,05 × 10 -6 y B = -0,47. Suponiendo que una gran cantidad de NH 4 + 3 x 10 -7 y una abundancia de electrones de 10 típica de las nubes moleculares -7, la formación se procederá a una tasa de 1,6 × 10 -9 cm -3 -1 s en una nube molecular del total densidad de 10 5 cm -3. [30]

Todas las reacciones de otras propuestas de formación tienen constantes de velocidad de entre 2 y 13 órdenes de magnitud menor, por lo que su contribución a la abundancia de amoníaco relativamente insignificante. [31] Como ejemplo de la contribución de menor importancia la formación de las reacciones de juego, la reacción:

H 2 + NH 2 ? NH 3 + H

tiene una tasa constante de 2,2 x 10 -15. Suponiendo que H 2 densidades de 10 y 5 NH 2 / H 2 entre 10 -7, esta reacción a una velocidad de 2,2 x 10 -12, más de 3 órdenes de magnitud más lento que la reacción primaria anterior.

Algunas de las reacciones de formación de otras posibles son:

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

[ editar ] Destrucción de los mecanismos de

Hay 113 reacciones total propuesto conduce a la destrucción de NH 3. De éstos, 39 fueron tabulados en las tablas extensas de la química entre C, N, O y compuestos. [32] Una revisión de amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como principales mecanismos de disociación: [33]

(1) NH 3 + 3 + H ? NH 4 + + H 2
(2) NH 3 + HCO + ? NH 4 + + CO

con constantes de velocidad de 4,39 × 10 -9 [34] y el 2,2 × 10 -9, [35] , respectivamente. Las ecuaciones anteriores (1,2) se ejecute a una velocidad de 8,8 x 10 -9 y 4.4 × 10 -13, respectivamente. Estos cálculos se asume las constantes de velocidad dada y la abundancia de [NH 3] / [H 2] = 10 -5, [H 3 +] / [H 2] = 2 x 10 -5, [HCO +] / [H 2] = 2 × 10 -9, y la densidad total de n = 10 5, típico de frío, nubes densas, molecular. [36] Es evidente que, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación (1) es la reacción de destrucción dominante, con una tasa de ~ 10.000 veces más rápido que la ecuación (2). Esto se debe a la relativa abundancia de H 3 +.

[ editar ] Usos

[ editar ] Fertilizantes

Aproximadamente el 83% (en 2004) de amoníaco se utiliza como fertilizante o como sus sales o soluciones. El consumo de más del 1% de todos los hechos por el hombre de poder, la producción de amoníaco es un componente importante del presupuesto energético mundial. [6]

[ editar ] Precursor de compuestos nitrogenados

El amoníaco es directa o indirectamente, el precursor de la mayoría de los compuestos que contienen nitrógeno. Prácticamente todos los compuestos nitrogenados sintéticos son derivados del amoniaco. Un derivado importante es el ácido nítrico . Este material clave se genera a través del proceso de Ostwald por la oxidación del amoníaco con el aire más de un platino catalizador a 700-850 ° C, ~ 9 atm. El óxido nítrico es un intermediario en esta conversión: [37]

NH 3 + 2 O 2 ? HNO 3 + H 2 O

El ácido nítrico se utiliza para la producción de fertilizantes , explosivos , y muchos compuestos organonitrogenados.

[ editar ] Más Limpia

El amoniaco casero es una solución de NH 3 en agua (por ejemplo, hidróxido de amonio ), utilizado como limpiador de uso general para la mayoría de superficies. Dado que los resultados de amoníaco en un brillo relativamente libre de rayas, uno de sus usos más comunes es la limpieza de vidrio, porcelana y acero inoxidable. También se utiliza con frecuencia para la limpieza de hornos y remojar los elementos para aflojar la suciedad horneada. El amoniaco casero va en la concentración de 5 a 10 por ciento en peso de amoníaco.

[ editar ] Fermentación

Las soluciones de amoníaco que van del 16% al 25% se utilizan en la industria de la fermentación como fuente de nitrógeno para los microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación.

[ editar ] Menor y usos emergentes

[ editar ] Refrigeración - R717

Debido a sus propiedades vaporización favorable, el amoníaco es un atractivo refrigerante . [6] Era de uso general antes de la popularización de los clorofluorocarbonos (freones). El amoníaco anhidro es ampliamente utilizado en aplicaciones de refrigeración industrial y pistas de hockey debido a su alta eficiencia energética y bajo costo. El ciclo de Kalina , que es de creciente importancia para las plantas de energía geotérmica, depende de la amplia gama de ebullición de la mezcla de amoniaco-agua. El amoníaco se usa con menos frecuencia en las aplicaciones comerciales, como en los casos de comestibles congelador tienda y muestra refrigerada debido a su toxicidad.

[ editar ] Para la remediación de las emisiones de gases

El amoníaco es usado para limpiar el SO 2 de la quema de combustibles fósiles, y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para uso como fertilizante. Amoníaco neutraliza los óxidos de nitrógeno (NO x) los contaminantes emitidos por los motores diesel. Esta tecnología, llamada SCR ( reducción catalítica selectiva ), se basa en un vanadia catalizador basado en. [38]

[ edit ] As a fuel

Drawing of an Ammoniacal Gas Engine Streetcar in New Orleans (1871) by Alfred Rudolph Waud
The X-15 aircraft

Ammonia was used during World War II to power buses in Belgium, and in engine and solar energy applications prior to 1900. Liquid ammonia was used as the fuel of the rocket airplane, the X-15 . Although not as powerful as other fuels, it left no soot in the reusable rocket engine and its density approximately matches the density of the oxidizer, liquid oxygen, which simplified the aircraft's design.

Ammonia has been proposed as a practical alternative to fossil fuel for internal combustion engines . [ 39 ] The calorific value of ammonia is 22.5 MJ/kg (9690 BTU /lb) which is about half that of diesel. In a normal engine, in which the water vapour is not condensed, the calorific value of ammonia will be about 21% less than this figure. It can be used in existing engines with only minor modifications to carburettors / injectors .

To meet these demands, significant capital would be required to increase present production levels. Although the second most produced chemical, the scale of ammonia production is a small fraction of world petroleum usage. It could be manufactured from renewable energy sources, as well as coal or nuclear power. It is however significantly less efficient than batteries. [ citation needed ] The 60 MW Rjukan dam in Telemark , Norway produced ammonia via electrolysis of water for many years from 1913 producing fertilizer for much of Europe. If produced from coal, the CO 2 can be readily sequestered [ 39 ] [ 40 ] (the combustion products are nitrogen and water). In 1981 a Canadian company converted a 1981 Chevrolet Impala to operate using ammonia as fuel. [ 41 ] [ 42 ]

Ammonia engines or ammonia motors, using ammonia as a working fluid , have been proposed and occasionally used. [ 43 ] The principle is similar to that used in a fireless locomotive , but with ammonia as the working fluid, instead of steam or compressed air. Ammonia engines were used experimentally in the 19th century by Goldsworthy Gurney in the UK and in streetcars in New Orleans in the USA.

[ edit ] Antimicrobial agent for food products

As early as in 1895 it was known that ammonia was "strongly antiseptic .. it requires 1.4 grams per litre to preserve beef tea ." [ 44 ] Anhydrous ammonia has been shown effective as an antimicrobial agent for animal feed [ 45 ] and is currently used commercially to reduce or eliminate microbial contamination of beef . [ 46 ] [ 47 ] [ 48 ] The New York Times reported in October, 2009 on an American company, Beef Products Inc. , which turns fatty beef trimmings , averaging between 50 and 70 percent fat, into seven million pounds per week of lean finely textured beef by removing the fat using heat and centrifugation , then disinfecting the lean product with ammonia; the process was rated by the US Department of Agriculture as effective and safe on the basis of a study (financed by Beef Products) which found that the treatment reduces E. coli to undetectable levels. [ 49 ] Further investigation by The New York Times published in December, 2009 revealed safety concerns about the process as well as consumer complaints about the taste and smell of beef treated at optimal levels of ammonia. [ 50 ]

[ edit ] As a stimulant

Anti- meth sign on tank of anhydrous ammonia, Otley, Iowa . Anhydrous ammonia is a common farm fertilizer which is also a critical ingredient in making methamphetamine. In 2005, Iowa state used grant money to give out thousands of locks to prevent criminals from getting into the tanks. [ 51 ]

Ammonia has found significant use in various sports – particularly the strength sports of weightlifting and Olympic weightlifting as a respiratory stimulant. [ citation needed ] Ammonia is commonly used in the illegal manufacture of Methamphetamine through a Birch reduction , [ 52 ] the Birch method of making meth is dangerous because the alkali metal and liquid ammonia are both extremely reactive, and the temperature of liquid ammonia makes it susceptible to explosive boiling when reactants are added.

[ edit ] Textile

Liquid ammonia is used for treatment of cotton materials, give a properties like mercerisation using alkalies. In particular, it is used for pre-washing of wool. [ 53 ]

[ edit ] Lifting gas

At standard temperature and pressure ammonia is less dense than atmosphere, and has approximately 60% of the lifting power of hydrogen or helium. Ammonia has sometimes been used to fill weather balloons as a lifting gas . Because of its relatively high boiling point (compared to helium and hydrogen), ammonia could potentially be refrigerated and liquefied aboard an airship to reduce lift and add ballast (and returned to a gas to add lift and reduce ballast).

[ edit ] Woodworking

Ammonia was historically used to darken quartersawn white oak in Arts & Crafts and Mission style furniture. Ammonia fumes react with the natural tannins in the wood and cause it to change colours. [ 54 ]

[ edit ] Ammonia's role in biological systems and human disease

Main symptoms of hyperammonemia (ammonia reaching toxic concentrations). [ 55 ]

Ammonia is an important source of nitrogen for living systems. Although atmospheric nitrogen abounds (more than 75% ), few living creatures are capable of using this nitrogen. Nitrogen is required for the synthesis of amino acids, which are the building blocks of protein . Some plants rely on ammonia and other nitrogenous wastes incorporated into the soil by decaying matter. Others, such as nitrogen-fixing legumes , benefit from symbiotic relationships with rhizobia which create ammonia from atmospheric nitrogen. [ 56 ]

Ammonia also plays a role in both normal and abnormal animal physiology . Ammonia is biosynthesised through normal amino acid metabolism and is toxic in high concentrations. [ 57 ] The liver converts ammonia to urea through a series of reactions known as the urea cycle . Liver dysfunction, such as that seen in cirrhosis , may lead to elevated amounts of ammonia in the blood ( hyperammonemia ). Likewise, defects in the enzymes responsible for the urea cycle, such as ornithine transcarbamylase , lead to hyperammonemia. Hyperammonemia contributes to the confusion and coma of hepatic encephalopathy as well as the neurologic disease common in people with urea cycle defects and organic acidurias . [ 58 ]

Ammonia is important for normal animal acid/base balance. After formation of ammonium from glutamine , ?-ketoglutarate may be degraded to produce two molecules of bicarbonate , which are then available as buffers for dietary acids. Ammonium is excreted in the urine, resulting in net acid loss. Ammonia may itself diffuse across the renal tubules, combine with a hydrogen ion, and thus allow for further acid excretion. [ 59 ]

[ edit ] Excretion

Ammonium ions are a toxic waste product of the metabolism in animals . In fish and aquatic invertebrates, it is excreted directly into the water. In mammals, sharks, and amphibians, it is converted in the urea cycle to urea , because it is less toxic and can be stored more efficiently. In birds, reptiles, and terrestrial snails, metabolic ammonium is converted into uric acid , which is solid, and can therefore be excreted with minimal water loss. [ 60 ]

Reference ranges for blood tests , comparing blood content of ammonia (shown in yellow near middle) with other constituents.

[ edit ] Liquid ammonia as a solvent

Liquid ammonia is the best-known and most widely studied non-aqueous ionising solvent. Its most conspicuous property is its ability to dissolve alkali metals to form highly coloured, electrically conducting solutions containing solvated electrons . Apart from these remarkable solutions, much of the chemistry in liquid ammonia can be classified by analogy with related reactions in aqueous solutions. Comparison of the physical properties of NH 3 with those of water shows that NH 3 has the lower melting point, boiling point, density, viscosity , dielectric constant and electrical conductivity ; this is due at least in part to the weaker H bonding in NH 3 and the fact that such bonding cannot form cross-linked networks since each NH 3 molecule has only 1 lone-pair of electrons compared with 2 for each H 2 O molecule. The ionic self- dissociation constant of liquid NH 3 at ?50 °C is about 10 ?33 mol 2 ·L ?2 .

[ edit ] Solubility of salts

Solubility (g of salt per 100 g liquid NH 3 )
Ammonium acetate 253.2
Ammonium nitrate 389.6
Lithium nitrate 243.7
Sodium nitrate 97.6
Potassium nitrate 10.4
Sodium fluoride 0.35
Sodium chloride 3.0
Sodium bromide 138.0
Sodium iodide 161.9
Sodium thiocyanate 205.5

Liquid ammonia is an ionising solvent, although less so than water, and dissolves a range of ionic compounds including many nitrates , nitrites , cyanides and thiocyanates . Most ammonium salts are soluble, and these salts act as acids in liquid ammonia solutions. The solubility of halide salts increases from fluoride to iodide . A saturated solution of ammonium nitrate contains 0.83 mol solute per mole of ammonia, and has a vapour pressure of less than 1 bar even at 25 °C (77 °F) .

[ edit ] Solutions of metals

Liquid ammonia will dissolve the alkali metals and other electropositive metals such as magnesium , calcium , strontium , barium , europium and ytterbium . At low concentrations (<0.06 mol/L), deep blue solutions are formed: these contain metal cations and solvated electrons , free electrons which are surrounded by a cage of ammonia molecules.

These solutions are very useful as strong reducing agents. At higher concentrations, the solutions are metallic in appearance and in electrical conductivity. At low temperatures, the two types of solution can coexist as immiscible phases.

[ edit ] Redox properties of liquid ammonia

E ° (V, ammonia) E ° (V, water)
Li + + e ? ? Li ?2.24 ?3.04
K + + e ? ? K ?1.98 ?2.93
Na + + e ? ? Na ?1.85 ?2.71
Zn 2+ + 2e ? ? Zn ?0.53 ?0.76
NH 4 + + e ? ? ½ H 2 + NH 3 0.00 -
Cu 2+ + 2e ? ? Cu +0.43 0.34
Ag + + e ? ? Ag 0.83 +0.80

The range of thermodynamic stability of liquid ammonia solutions is very narrow, as the potential for oxidation to dinitrogen, E ° (N 2 + 6NH 4 + + 6e ? ? 8NH 3 ), is only +0.04 V. In practice, both oxidation to dinitrogen and reduction to dihydrogen are slow. This is particularly true of reducing solutions: the solutions of the alkali metals mentioned above are stable for several days, slowly decomposing to the metal amide and dihydrogen. Most studies involving liquid ammonia solutions are done in reducing conditions: although oxidation of liquid ammonia is usually slow, there is still a risk of explosion, particularly if transition metal ions are present as possible catalysts.

[ edit ] Detection and determination

Ammonia and ammonium salts can be readily detected, in very minute traces, by the addition of Nessler's solution , which gives a distinct yellow colouration in the presence of the least trace of ammonia or ammonium salts. Sulfur sticks are burnt to detect small leaks in industrial ammonia refrigeration systems. Larger quantities can be detected by warming the salts with a caustic alkali or with quicklime , when the characteristic smell of ammonia will be at once apparent. The amount of ammonia in ammonium salts can be estimated quantitatively by distillation of the salts with sodium or potassium hydroxide , the ammonia evolved being absorbed in a known volume of standard sulfuric acid and the excess of acid then determined volumetrically ; or the ammonia may be absorbed in hydrochloric acid and the ammonium chloride so formed precipitated as ammonium hexachloroplatinate , (NH 4 ) 2 PtCl 6 .

[ edit ] Ammoniacal nitrogen (NH 3 -N)

Ammoniacal nitrogen (NH 3 -N) is a measure commonly used for testing the quantity of Ammonium ions, derived naturally from ammonia, and returned to ammonia via organic processes, in water or waste liquids. It is a measure used mainly for quantifying values in waste treatment and water purification systems, as well as a measure of the health of natural and man made water reserves. It is measured in units of mg/L ( milligram per liter ).

[ edit ] Interstellar space

Ammonia was first detected in interstellar space in 1968, based on microwave emissions from the direction of the galactic core . [ 61 ] This was the first polyatomic molecule to be so detected. The sensitivity of the molecule to a broad range of excitations and the ease with which it can be observed in a number of regions has made ammonia one of the most important molecules for studies of molecular clouds . [ 33 ] The relative intensity of the ammonia lines can be used to measure the temperature of the emitting medium.

The following isotopic species of ammonia have been detected:

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

The detection of triply deuterated ammonia was considered a surprise as deuterium is relatively scarce. It is thought that the low-temperature conditions allow this molecule to survive and accumulate. [ 62 ] The ammonia molecule has also been detected in the atmospheres of the gas giant planets, including Jupiter , along with other gases like methane, hydrogen, and helium . The interior of Saturn may include frozen crystals of ammonia. [ 63 ] It is naturally found on Deimos and Phobos - the two moons of Mars.

Since its interstellar discovery, NH 3 has proved to be an invaluable spectroscopic tool in the study of the interstellar medium. With a large number of transitions sensitive to a wide range of excitation conditions, NH 3 has been widely astronomically detected – its detection has been reported in hundreds of journal articles. Listed below is a sample of journal articles that highlights the range of detectors that have been used to identify ammonia.

[ edit ] Single antenna detections

Radio observations of NH 3 from the Effelsberg 100-m Radio Telescope reveal that the ammonia line is separated into two components – a background ridge and an unresolved core. The background corresponds well with the locations previously detected CO. [ 64 ] The 25 m Chilbolton telescope in England detected radio signatures of ammonia in H II regions , HNH 2 O masers , HH objects, and other objects associated with star formation. A comparison of emission line widths indicates that turbulent or systematic velocities do not increase in the central cores of molecular clouds. [ 65 ]

Microwave radiation from ammonia was observed in several galactic objects including W3(OH), Orion A , W43, W51, and five sources in the galactic centre. The high detection rate indicates that this is a common molecule in the interstellar medium and that high-density regions are common in the galaxy. [ 66 ]

[ edit ] Interferometric studies

VLA observations of NH 3 in seven regions with high-velocity gaseous outflows reveal condensations of less than 0.1 pc in L1551, S140, and Cepheus A . Three individual condensations were detected in Cepheus A, one of them with a highly elongated shape. They may play an important role in creating the bipolar outflow in the region. [ 67 ]

Extragalactic ammonia was imaged using the VLA in IC 342 . The hot gas has temperatures above 70 K inferred from ammonia line ratios and appears to be closely associated with the innermost portions of the nuclear bar seen in CO. [ 68 ] NH 3 was also monitored by VLA towards a sample of four galactic ultracompact HII regions: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96-0.02, and G31.41+0.31. Based upon temperature and density diagnostics, it is concluded that in general such clumps are likely to be the sites of massive star formation in an early evolutionary phase prior to the development of an ultracompact HII region. [ 69 ]

[ edit ] Infrared detections

Absorption at 2.97 micrometres due to solid ammonia was recorded from interstellar grains in the Becklin-Neugebauer Object and probably in NGC 2264-IR as well. This detection helped explain the physical shape of previously poorly understood and related ice absorption lines. [ 70 ]

A spectrum of the disk of Jupiter was obtained from the Kuiper Airborne Observatory , covering the 100 to 300 cm ?1 spectral range. Analysis of the spectrum provides information on global mean properties of ammonia gas and an ammonia ice haze. [ 71 ]

A total of 149 dark cloud positions were surveyed for evidence of 'dense cores' by using the (J,K) = (1,1) rotating inversion line of NH 3 . The cores are not generally spherically shaped, with aspect ratios ranging from 1.1 to 4.4. It is also found that cores with stars have broader lines than cores without stars. [ 72 ]

Ammonia has been detected in the Draco Nebula and in one or possibly two molecular clouds, which are associated with the high-latitude galactic infrared cirrus . The finding is significant because they may represent the birthplaces for the Population I metallicity B-type stars in the galactic halo which could have been borne in the galactic disk. [ 73 ]

[ edit ] Astronomical observations and research applications

The study of interstellar ammonia has been important to a number of areas of research in the last few decades. Some of these are delineated below and primarily involve using ammonia as an interstellar thermometer.

[ edit ] Observations of nearby dark clouds

By balancing and stimulated emission with spontaneous emission, it is possible to construct a relation between excitation temperature and density. Moreover, since the transitional levels of ammonia can be approximated by a 2-level system at low temperatures, this calculation is fairly simple. This premise can be applied to dark clouds, regions suspected of having extremely low temperatures and possible sites for future star formation. Detections of ammonia in dark clouds show very narrow lines — indicative not only of low temperatures, but also of a low level of inner-cloud turbulence. Line ratio calculations provide a measurement of cloud temperature that is independent of previous CO observations. The ammonia observations were consistent with CO measurements of rotation temperatures of ~10 K. With this, densities can be determined, and have been calculated to range between 10 4 and 10 5 cm ?3 in dark clouds. Mapping of NH 3 gives typical clouds sizes of 0.1 pc and masses near 1 solar mass. These cold, dense cores are the sites of future star formation.

[ edit ] UC HII regions

Ultra-compact HII regions are among the best tracers of high-mass star formation. The dense material surrounding UCHII regions is likely primarily molecular. Since a complete study of massive star formation necessarily involves the cloud from which the star formed, ammonia is an invaluable tool in understanding this surrounding molecular material. Since this molecular material can be spatially resolved, it is possible to constrain the heating/ionising sources, temperatures, masses, and sizes of the regions. Doppler-shifted velocity components allow for the separation of distinct regions of molecular gas which can trace outflows and hot cores originating from forming stars.

[ edit ] Extragalactic detection

Ammonia has been detected in external galaxies, and by simultaneously measuring several lines, it is possible to directly measure the gas temperature in these galaxies. Line ratios imply that gas temperatures are warm (~50 K), originating from dense clouds with sizes of tens of pc. This picture is consistent with the picture within our Milky Way galaxy — hot dense molecular cores form around newly forming stars embedded in larger clouds of molecular material on the scale of several hundred pc (giant molecular clouds; GMCs).

[ edit ] Safety precautions

The world's longest ammonia pipeline , running from the TogliattiAzot plant in Russia to Odessa in Ukraine .

The US Occupational Safety and Health Administration (OSHA) has set a 15-minute exposure limit for gaseous ammonia of 35 ppm by volume in the environmental air and an 8-hour exposure limit of 25 ppm by volume. [ 74 ] NIOSH recently reduced the IDLH from 500 to 300 based on recent more conservative interpretations of original research in 1943. IDLH (Immediately Dangerous to Life and Health) is the level to which a healthy worker can be exposed for 30 minutes without suffering irreversible health effects. Other organizations have varying exposure levels. US Navy Standards [US Bureau of Ships 1962] maximum allowable concentrations (MACs):continuous exposure (60 days): 25 ppm / 1 hour: 400 ppm [ 75 ] Ammonia vapour has a sharp, irritating, pungent odour that acts as a warning of potentially dangerous exposure. The average odour threshold is 5 ppm, well below any danger or damage. Exposure to very high concentrations of gaseous ammonia can result in lung damage and death. [ 74 ] Although ammonia is regulated in the United States as a non-flammable gas, it still meets the definition of a material that is toxic by inhalation and requires a hazardous safety permit when transported in quantities greater than 13,248 L (3,500 gallons). [ 76 ]

[ edit ] Toxicity and storage information

The toxicity of ammonia solutions does not usually cause problems for humans and other mammals, as a specific mechanism exists to prevent its build-up in the bloodstream. Ammonia is converted to carbamoyl phosphate by the enzyme carbamoyl phosphate synthetase , and then enters the urea cycle to be either incorporated into amino acids or excreted in the urine. However, fish and amphibians lack this mechanism, as they can usually eliminate ammonia from their bodies by direct excretion. Ammonia even at dilute concentrations is highly toxic to aquatic animals, and for this reason it is classified as dangerous for the environment . Ammonium compounds should never be allowed to come in contact with bases (unless in an intended and contained reaction), as dangerous quantities of ammonia gas could be released.

[ edit ] Household use

Solutions of ammonia (5–10% by weight) are used as household cleaners, particularly for glass. These solutions are irritating to the eyes and mucous membranes (respiratory and digestive tracts), and to a lesser extent the skin. Caution should be used that the chemical is never mixed into any liquid containing bleach, or a poisonous gas may result. Mixing with chlorine -containing products or strong oxidants, such as household bleach , can lead to hazardous compounds such as chloramines . [ 77 ]

[ edit ] Laboratory use of ammonia solutions

Hydrochloric acid sample releasing HCl fumes, which are reacting with ammonia fumes to produce a white smoke of ammonium chloride.

The hazards of ammonia solutions depend on the concentration: "dilute" ammonia solutions are usually 5–10% by weight (<5.62 mol/L); "concentrated" solutions are usually prepared at >25% by weight. A 25% (by weight) solution has a density of 0.907 g/cm 3 , and a solution which has a lower density will be more concentrated. The European Union classification of ammonia solutions is given in the table.

Concentración
by weight (w/w)
Molarity Concentración
mass/volume (w/v)
Clasificación R-Phrases
5–10% 2.87—5.62 mol/L 48.9–95.7 g/L Irritant ( Xi ) R36/37/38
10–25% 5.62–13.29 mol/L 95.7–226.3 g/L Corrosive ( C ) R34
>25% >13.29 mol/L >226.3 g/L Corrosive ( C )
Dangerous for
the environment ( N )
R34 , R50
S-Phrases : (S1/2) , S16 , S36/37/39 , S45 , S61 .

The ammonia vapour from concentrated ammonia solutions is severely irritating to the eyes and the respiratory tract, and these solutions should only be handled in a fume hood. Saturated ("0.880") solutions can develop a significant pressure inside a closed bottle in warm weather, and the bottle should be opened with care; this is not usually a problem for 25% ("0.900") solutions.

Ammonia solutions should not be mixed with halogens , as toxic and/or explosive products are formed. Prolonged contact of ammonia solutions with silver , mercury or iodide salts can also lead to explosive products: such mixtures are often formed in qualitative chemical analysis , and should be lightly acidified but not concentrated (<6% w/v) before disposal once the test is completed.

[ edit ] Laboratory use of anhydrous ammonia (gas or liquid)

Anhydrous ammonia is classified as toxic ( T ) and dangerous for the environment ( N ). The gas is flammable ( autoignition temperature : 651 °C) and can form explosive mixtures with air (16–25%). The permissible exposure limit (PEL) in the United States is 50 ppm (35 mg/m 3 ), while the IDLH concentration is estimated at 300 ppm. Repeated exposure to ammonia lowers the sensitivity to the smell of the gas: normally the odour is detectable at concentrations of less than 50 ppm, but desensitised individuals may not detect it even at concentrations of 100 ppm. Anhydrous ammonia corrodes copper - and zinc -containing alloys , and so brass fittings should not be used for handling the gas. Liquid ammonia can also attack rubber and certain plastics.

Ammonia reacts violently with the halogens. Nitrogen triiodide , a primary high explosive , is formed when ammonia comes in contact with iodine . Ammonia causes the explosive polymerisation of ethylene oxide . It also forms explosive fulminating compounds with compounds of gold , silver , mercury , germanium or tellurium , and with stibine . Violent reactions have also been reported with acetaldehyde , hypochlorite solutions, potassium ferricyanide and peroxides .

[ editar ] Véase también

[ editar ] Notas

  1. ^ Yost, Don M. (2007). "Ammonia and Liquid Ammonia Solutions" . Systematic Inorganic Chemistry . READ BOOKS. p. 132. ISBN 1-4067-7302-6 . http://books.google.com/?id=qPGzhL3Y50YC&pg=PA132 .  
  2. ^ Blum, Alexander (1975). "On crystalline character of transparent solid ammonia". Radiation Effects and Defects in Solids 24 (4): 277. doi : 10.1080/00337577508240819 .  
  3. ^ Perry, Dale L.; Phillips, Sidney L. (1995). Handbook of inorganic compounds . CRC Press. p. 17. ISBN 0-8493-8671-3 . http://books.google.com/?id=0fT4wfhF1AsC&pg=PA17 .  
  4. ^ "pKa Values of Organic / Inorganic Acids" . Chemweb.unp.ac.za. 2007-03-02 . http://chemweb.unp.ac.za/chemistry/Physical_Data/pKa_values.htm . Consultado el 05/21/2011.  
  5. ^ a b c Online Sigma Catalogue , accessdate: June 6, 2011.
  6. ^ a b c d Max Appl (2006). Ammonia, in Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry . Weinheim: Wiley-VCH. doi : 10.1002/14356007.a02_143.pub2 .  
  7. ^ "Ammonium hydroxide physical properties" . http://www.airgasspecialtyproducts.com/UserFiles/laroche/PDF/AAPhysical.pdf .   [ enlace roto ]
  8. ^ ammonia is a purple gas. Kirschbaum, B; Sica, D; Anderson, Fp (Jun 1999). "Urine electrolytes and the urine anion and osmolar gaps.". The Journal of laboratory and clinical medicine 133 (6): 597–604. doi : 10.1016/S0022-2143(99)90190-7 . ISSN 0022-2143 . PMID 10360635 .  
  9. ^ "Ammonia" . h2g2 Eponyms . BBC.CO.UK. 2003-01-11 . http://www.bbc.co.uk/dna/h2g2/alabaster/A632990 . Consultado el 2007-11-08.  
  10. ^ Chisholm 1911 cites Pliny Nat. Hist. xxxi. 39
  11. ^ "Sal-ammoniac" . Webmineral . http://webmineral.com/data/Sal-ammoniac.shtml . Consultado el 07/07/2009.  
  12. ^ Haq, Syed Nomanul (1995-02-28). Names, Natures and Things: The Alchemist Jabir Ibn Hayyan and His Kitab Al-Ahjar (Book of Stones) . Springer. ISBN 978-0-7923-3254-1 . http://books.google.com/?id=P-70YjP0nj8C . Retrieved 22 June 2010 .  
  13. ^ a b c d Chisholm 1911 .
  14. ^ Maurice P. Crosland (2004). Historical Studies in the Language of Chemistry . Courier Dover Publications. p. 72. ISBN 0-486-43802-3 . http://books.google.com/?id=kwQQaltqByAC&pg=PA72 .  
  15. ^ Abraham, Lyndy (1990). Marvell and alchemy . Aldershot Scolar. ISBN 0-85967-774-5 .  
  16. ^ Smith, Roland (2001). Conquering Chemistry . Sydney: McGraw-Hill. ISBN 0-07-470146-0 .  
  17. ^ a b c "United States Geological Survey publication" . http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/nitrogen/nitromcs05.pdf . Consultado el 07/07/2009.  
  18. ^ "New coal-based ammonia and urea capacity.(China)" . January 2004 . http://findarticles.com/p/articles/mi_hb3323/is_200401/ai_n8039172/ . Retrieved 2009-07-07 .   [ enlace roto ]
  19. ^ "Nobel Prize in Chemistry (1918)Haber-Bosch process "] . http://nobelprize.org/chemistry/laureates/1918/press.html . Retrieved 2009-07-07 .  
  20. ^ "Chemistry of the Group 2 Elements – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra" . BBC.co.uk . http://www.bbc.co.uk/dna/h2g2/A1002934 . Retrieved 2009-07-07 .  
  21. ^ Hewat, AW; Riekel, C. (1979). "The crystal structure of deuteroammonia between 2 and 180 K by neutron powder profile refinement". Acta Crystallographica Section A 35 (4): 569. doi : 10.1107/S0567739479001340 .  
  22. ^ Cleeton, CE; Williams, NH (1934). "Electromagnetic Waves of 1.1 cm (0 in). Wave-Length and the Absorption Spectrum of Ammonia". Physical Review 45 (4): 234. doi : 10.1103/PhysRev.45.234 .  
  23. ^ Baker, HB (1894). J. Chem. Soc. 65 : 612.  
  24. ^ Greenwood, Norman N.; Earnshaw, A. (1984). Chemistry of the Elements . Oxford: Pergamon. p. 485. ISBN 0-08-022057-6 .  
  25. ^ Sterrett ,KF ; Caron,AP (1966). "High pressure chemistry of hydrogenous fuels" . Northrop Space Labs . http://oai.dtic.mil/oai/oai?verb=getRecord&metadataPrefix=html&identifier=AD0373800 .  
  26. ^ Ungerechts, H., Walmsley, CM., Winnewisser, G. (1980). "Ammonia and cyanoacetylene observations of the high-density core of L-183 (L-134-N)" . Astron. Astrophys. 88 :  
  27. ^ Genzel, R.; Downes, D.; Ho, PTP (1982). "NH3 in Orion-KL – A new interpretation". Astrophysics Journal 259 : L103. Bibcode 1982ApJ...259L.103G . doi : 10.1086/183856 .  
  28. ^ "The UMIST data for Astrochemistry" . http://udfa.net/ . Consultado el 07/07/2009.  
  29. ^ Vikor, L (1999). "Branching fractions of dissociative recombination of NH4+ and NH2+ molecular ions" . Astronomy and Astrophysics 344 :  
  30. ^ van Dishoeck, EF; and Black, JH (1986). "Comprehensive models of diffuse interstellar clouds – Physical conditions and molecular abundances". Astrophys. J. Suppl. Ser. 62 : 109–145. Bibcode 1986ApJS...62..109V . doi : 10.1086/191135 .  
  31. ^ "astrochemistry.net" . astrochemistry.net . http://astrochemistry.net . Consultado el 05/21/2011.  
  32. ^ Prasad, SS and Huntress, WT (1980). "A model for gas phase chemistry in interstellar clouds". The Astrophysical Journal Supplement Series 43 : 1. Bibcode 1980ApJS...43....1P . doi : 10.1086/190665 .  
  33. ^ a b Ho, PTP and Townes, CH (1983). "Interstellar ammonia". Ann. Rev. Astron. Astrophys. 21 (1): 239–70. Bibcode 1983ARA&A..21..239H . doi : 10.1146/annurev.aa.21.090183.001323 .  
  34. ^ Lininger, W.; Albritton, DL; Fehsenfeld, FC; Schmeltekopf, AL; Ferguson, EE (1975). J. Chem. Phys. 62 : 3549.  
  35. ^ Smith, D; Adams, NG (1977). "Reactions of CH+n IONS with ammonia at 300 K". Chemical Physics Letters 47 (1): 145. doi : 10.1016/0009-2614(77)85326-8 .  
  36. ^ Wooten, A.; Bozyan, EP; Garrett, D. B (1980). "Detection of C2H in cold dark clouds". Astrophysical Journal 239 : 844. Bibcode 1980ApJ...239..844W . doi : 10.1086/158168 .  
  37. ^ Holleman, AF; Wiberg, E. (2001). Inorganic Chemistry . San Diego: Academic Press. ISBN 0-12-352651-5 .  
  38. ^ "Diesel: Greener Than You Think" . http://www.businessweek.com/bwdaily/dnflash/content/mar2008/db20080321_748642_page_3.htm . Consultado el 07/07/2009.  
  39. ^ a b "Ammonia as a Transportation Fuel IV" . Norm Olson –Iowa Energy Center. October 15–16, 2007 . http://www.claverton-energy.com/energy-experts-library/downloads/transportation .  
  40. ^ "Iowa Energy Center, Renewable Energy and Energy Efficiency; Research, Education and Demonstration – Related Renewable Energy – Ammonia 2007" . http://www.energy.iastate.edu/Renewable/ammonia/ammonia/ammoniaMtg07.htm .  
  41. ^ "YouTube – Ammonia Powered Car" . http://www.youtube.com/watch?v=L0hBAz6MxC4 .  
  42. ^ "Watch 'Ammonia Fuel'" . Greg Vezina . http://www.gregvezina.com . Consultado el 07/07/2009.  
  43. ^ "Ammonia Motors" . aqpl43.dsl.pipex.com. 1 October 2007 . http://www.aqpl43.dsl.pipex.com/MUSEUM/POWER/ammonia/ammonia.htm . Consultado el 28 de noviembre de 2010.  
  44. ^ Samuel Rideal (1895). Disinfection and Disinfectants: An Introduction to the Study of . London: Charles Griffin and Company. p. 109 . http://www.archive.org/details/disinfectiondisi00rideuoft .  
  45. ^ Tajkarimi, Mehrdad et al. (2008). "Ammonia disinfection of animal feeds — Laboratory study". International Journal of Food Microbiology 122 (1-2): 23–28. doi : 10.1016/j.ijfoodmicro.2007.11.040 . PMID 18155794 .  
  46. ^ " Evaluation of Treatment Methods for Reducing Bacteria in Textured Beef ", Jensen, Jean L et al. , American Society of Agricultural and Biological Engineers Annual Meeting 2009
  47. ^ Reference Document: Antimicrobial Interventions for Beef , Dawna Winkler and Kerri B. Harris, Center for Food Safety, Department of Animal Science, Texas A&M University , May 2009, page 12
  48. ^ US Patent 6,387,426 "Method for treating meat products with ammonia" issued May 14, 2002
  49. ^ Moss, Michael (2009-10-03). "The Burger That Shattered Her Life" . The New York Times . http://www.nytimes.com/2009/10/04/health/04meat.html .  
  50. ^ Moss, Michael (2009-12-31). "Safety of Beef Processing Method Is Questioned" . The New York Times . http://www.nytimes.com/2009/12/31/us/31meat.html .  
  51. ^ The Gazette Staff (6 Oct 2009). "Anhydrous ammonia tank locks have flaws" . Cedar Rapids Gazette . http://thegazette.com/2009/10/06/anhydrous-ammonia-tank-locks-have-flaws .  
  52. ^ "Illinois Attorney General | Basic Understanding Of Meth" . Consultado el 05/21/2011.  
  53. ^ W?ochowicz, A.; Stelmasiak, E. (1983). "Change in thermal properties of wool after treatment with liquid ammonia". Journal of Thermal Analysis and Calorimetry 26 (1): 17. doi : 10.1007/BF01914084 .  
  54. ^ "Fuming white oak" . http://www.woodweb.com/knowledge_base/Fuming_white_oak.html .  
  55. ^ Karl S Roth, MD.. "eMedicine Specialties > Metabolic Diseases > Hyperammonemia" . http://emedicine.medscape.com/article/944996-overview . Retrieved 2009-07-07 .  
  56. ^ Adjei, MB; Quesenberry, KH and Chamblis, CG (June 2002). "Nitrogen Fixation and Inoculation of Forage Legumes" . University of Florida IFAS Extension . http://edis.ifas.ufl.edu/AG152 .   [ enlace roto ]
  57. ^ "PubChem Substance Summary" . http://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/summary/summary.cgi?sid=10323059 . Retrieved 2009-07-07 .  
  58. ^ Zschocke, Johannes, and Georg Hoffman (2004). Vademecum Metabolism . Friedrichsdorf, Germany: Milupa GmbH.  
  59. ^ Rose, Burton, and Helmut Rennke (1994). Renal Pathophysiology . Baltimore, Maryland: Williams & Wilkins. ISBN 0-683-07354-0 .  
  60. ^ Campbell, Neil A. ; Jane B. Reece (2002). "44". Biology (6th ed.). San Francisco, California: Pearson Education, Inc.. pp. 937–938. ISBN 0-8053-6624-5 .  
  61. ^ Cheung, AC; Rank, DM; Townes, CH; Thornton, DD and Welch, WJ (1968). "Detection of NH3 molecules in the interstellar medium by their microwave emission". Phys. Rev. Lett. 21 (25): 1701. Bibcode 1968PhRvL..21.1701C . doi : 10.1103/PhysRevLett.21.1701 .  
  62. ^ Millar, TJ (2003). "Deuterium Fractionation in Interstellar Clouds". Space Science Reviews 106 (1): 73–86. doi : 10.1023/A:1024677318645 .  
  63. ^ Edited by Kirk Munsell. Image page credit Lunar and Planetary Institute. NASA. " NASA's Solar Exploration: Multimedia: Gallery: Gas Giant Interiors ". accessed April 26, 2006.
  64. ^ Wilson, TL, Downes, D., Bieging, J. (1979). "Ammonia in Orion". AAp 71 : 275. Bibcode 1979A&A....71..275W .  
  65. ^ MacDonald, GH, Little, LT, Brown, AT, Riley, PW, Matheson, DN, Felli, M. (1981). "Detection of new ammonia sources". MNRAS 195 : 387. Bibcode 1981MNRAS.195..387M .  
  66. ^ Morris, M., Zuckerman, B., Palmer, P., Turner, BE (1973). "Interstellar ammonia.". APJ 186 : 501. Bibcode 1973ApJ...186..501M . doi : 10.1086/152515 .  
  67. ^ Torrelles, JM, Ho, PTP, Rodriguez, LF, Canto, J. (1985). "VLA observations of ammonia and continuum in regions with high-velocity gaseous outflows". APJ 288 : 595. Bibcode 1985ApJ...288..595T . doi : 10.1086/162825 .  
  68. ^ Ho, PTP, Martin, RN,Turner, JL, Jackson, JM (1990). "VLA imaging of extragalactic ammonia – Hot gas in the nucleus of IC 342". APJL 355 : L19. Bibcode 1990ApJ...355L..19H . doi : 10.1086/185728 .  
  69. ^ Cesaroni, R., Churchwell, E., Hofner, P., Walmsley, CM, Kurtz, S. (1994). "Hot ammonia towards compact HII regions". AAP 288 : 903. Bibcode 1994A&A...288..903C .  
  70. ^ Knacke, RF, Mc Corkle, S., Puetter, RC, Erickson, EF, Kraetschmer, W. (1982). "Observation of interstellar ammonia ice". APJ 260 : 141. Bibcode 1982ApJ...260..141K . doi : 10.1086/160241 .  
  71. ^ Orton, GS, Aumann, HH, Martonchik, JV, Appleby, JF (1982). "Airborne spectroscopy of Jupiter in the 100- to 300-cm?1 region: Global properties of ammonia gas and ice haze". Icarus 52 (1): 81. Bibcode 1982Icar...52...81O . doi : 10.1016/0019-1035(82)90170-1 .  
  72. ^ Benson, PJ, Myers, P. (1989). "A survey for dense cores in dark clouds". APJS 71 : 89. Bibcode 1989ApJS...71...89B . doi : 10.1086/191365 .  
  73. ^ Mebold, U., Heithausen, A., Reif, K. (1987). "Ammonia in the galactic halo and the infrared cirrus". AAP 180 : 213. Bibcode 1987A&A...180..213M .  
  74. ^ a b "Toxic FAQ Sheet for Ammonia" . Agency for Toxic Substances and Disease Registry (ATSDR). September 2004 . http://www.atsdr.cdc.gov/tfacts126.pdf .  
  75. ^ Ammonia , IDLH Documentation
  76. ^ Hazardous Materials (HM) Safety Permits from the website of the United States Department of Transportation (DOT)
  77. ^ Rizk-Ouaini, Rosette; Ferriol, Michel; Gazet, Josette; Saugier-Cohen Adad, Marie Therese (2006). "Oxidation reaction of ammonia with sodium hypochlorite. Production and degradation reactions of chloramines". Bulletin de la Societe Chimique de France 4 : 512. doi : 10.1002/14356007.a02_143.pub2 .  

[ editar ] Referencias

Atribución

[ editar ] Para leer más

[ editar ] Enlaces externos

Herramientas personales
Espacios de nombres
Variantes
Puntos de vista
Acciones
Navegación
Interacción
Caja de herramientas
Imprimir / exportar
Idiomas

iv.gd - Translate any webpage in real-time - This webpage has been translated in order to make it available in another language, view original page

View this page in: Afrikaans, Albanian, Arabic, Belarusian, Bulgarian, Catalan, Chinese (Simp), Chinese (Trad), Croatian, Czech, Danish, Dutch, English, Estonian, Filipino, Finnish, French, Galician, German, Greek, Hebrew, Hindi, Hungarian, Icelandic, Indonesian, Irish, Italian, Japanese, Korean, Latvian, Lithuanian, Macedonian, Malay, Maltese, Norwegian, Persian, Polish, Portuguese, Romanian, Russian, Serbian, Slovak, Slovenian, Spanish, Swahili, Swedish, Thai, Turkish, Ukrainian, Vietnamese, Welsh, Yiddish

Content and any subsequent copyright is upheld by the third-party - contact@iv.gd