Amônia

Amônia é um composto inorgânico de nitrogênio e hidrogênio com a fórmula NH₃. Um hidreto binário estável e o hidreto de pnictogênio mais simples, a amônia é um gás incolor com um cheiro pungente distinto. Biologicamente, é um resíduo nitrogenado comum, particularmente entre os organismos aquáticos, e contribui significativamente para as necessidades nutricionais dos organismos terrestres, servindo como precursor de 45% dos alimentos e fertilizantes do mundo. Cerca de 70% da amônia é utilizada para fazer fertilizantes em diversas formas e composições, como uréia e fosfato de diamônio. A amônia em forma pura também é aplicada diretamente no solo.

A amônia, direta ou indiretamente, também é um bloco de construção para a síntese de muitos produtos farmacêuticos e é usada em muitos produtos de limpeza comerciais. É coletado principalmente pelo deslocamento descendente de ar e água.

Embora comum na natureza—tanto terrestre como nos planetas externos do Sistema Solar—e em amplo uso, a amônia é cáustica e perigosa em sua forma concentrada. Em muitos países, ela é classificada como uma substância extremamente perigosa e está sujeita a requisitos rígidos de relatórios por parte das instalações que a produzem, armazenam ou usam em quantidades significativas.

A produção industrial global de amônia em 2018 foi de 175 milhões de toneladas, sem alteração significativa em relação à produção industrial global de 2013 de 175 milhões de toneladas. Em 2021, foram 235 milhões de toneladas, com muito pouco sendo produzido nos Estados Unidos. A amônia industrial é vendida como licor de amônia (geralmente 28% de amônia em água) ou como amônia líquida anidra pressurizada ou refrigerada transportada em vagões ou cilindros.

Por razões fundamentais, a produção de amônia a partir dos elementos hidrogênio e nitrogênio é difícil, exigindo altas pressões e altas temperaturas. O processo Haber que possibilitou a produção industrial foi inventado no início do século 20, revolucionando a agricultura.

NH₃ ferve a −33,34 °C (−28,012 °F) a uma pressão de uma atmosfera, de modo que o líquido deve ser armazenado sob pressão ou em baixa temperatura. Amônia doméstica ou hidróxido de amônio é uma solução de NH₃ em água. A concentração de tais soluções é medida em unidades da escala Baumé (densidade), com 26 graus Baumé (cerca de 30% de amônia em peso a 15,5 °C ou 59,9 °F) sendo o típico produto comercial de alta concentração.

Etimologia

Plínio, no Livro XXXI da sua História Natural, refere-se a um sal chamado hammoniacum, assim chamado devido à sua proximidade com o vizinho Templo de Júpiter Amon (grego Ἄμμων Amon) na província romana da Cirenaica. No entanto, a descrição que Plínio dá do sal não está de acordo com as propriedades do cloreto de amônio. De acordo com o comentário de Herbert Hoover em sua tradução para o inglês de De re metalica de Georgius Agricola, é provável que tenha sido sal marinho comum. De qualquer forma, esse sal acabou por dar nome à amônia e aos compostos de amônio. Os visitantes romanos do templo do oráculo de Amon no oásis de Siwa coletaram um material cristalino branco do teto e das paredes causado por vários poluentes. Este sal cristalino branco foi chamado de "sal de Amon" (sal amoníaco). Joseph Priestley notou que quando este sal reagia com cal, um vapor era liberado, que ele denominou de amônia.

Ocorrência natural

A amônia é uma substância química encontrada em quantidades mínimas na Terra, sendo produzida a partir de matéria animal e vegetal nitrogenada. Amônia e sais de amônio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, enquanto cloreto de amônio (sal amoníaco) e sulfato de amônio são encontrados em distritos vulcânicos. Cristais de bicarbonato de amônio foram encontrados no guano da Patagônia.

A amônia também é encontrada em todo o Sistema Solar em Marte, Júpiter, Saturno, Urano, Netuno e Plutão, entre outros lugares: em corpos gelados menores, como Plutão, a amônia pode atuar como um anticongelante geologicamente importante, como uma mistura de água e amônia pode ter um ponto de fusão tão baixo quanto -100 °C (-148 °F; 173 K) se a concentração de amônia for alta o suficiente e, assim, permitir que tais corpos retenham oceanos internos e geologia ativa a uma temperatura muito mais baixa do que seria possível apenas com água. Substâncias contendo amônia, ou semelhantes a ela, são chamadas de amoníacas.

Propriedades

A amônia é um gás incolor com um cheiro pungente característico. É mais leve que o ar, sendo sua densidade 0,589 vezes a do ar. É facilmente liquefeito devido à forte ligação de hidrogênio entre as moléculas. A amônia gasosa se transforma em um líquido incolor que ferve a −33,1 °C (−27,58 °F) e congela em cristais incolores a −77,7 °C (−107,86 °F). Poucos dados estão disponíveis em temperaturas e pressões muito altas, como condições supercríticas.

Sólido

A simetria do cristal é cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2₁3 No.198, constante de rede 0,5125 nm.

Líquido

A amônia líquida possui fortes poderes ionizantes refletindo seu alto ε de 22. A amônia líquida tem uma variação de entalpia padrão muito alta de vaporização (23,35 kJ/mol, para comparação água 40,65 kJ/mol, metano 8,19 kJ/mol, fosfina 14,6 kJ /mol) e pode, portanto, ser usado em laboratórios em recipientes não isolados sem refrigeração adicional. Veja amônia líquida como um solvente.

Propriedades do solvente

A amônia se dissolve prontamente na água. Em solução aquosa, pode ser expelido por ebulição. A solução aquosa de amônia é básica. A concentração máxima de amônia na água (uma solução saturada) tem uma densidade de 0,880 g/cm³ e é frequentemente conhecida como '0,880 amônia'.

Decomposição

Em alta temperatura e na presença de um catalisador adequado ou em um recipiente pressurizado com volume constante e alta temperatura (por exemplo, 1.100 °C (2.010 °F)), a amônia é decomposta em seus elementos constituintes. A decomposição da amônia é um processo ligeiramente endotérmico que requer 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol) de amônia e produz hidrogênio e nitrogênio gasoso. A amônia também pode ser usada como fonte de hidrogênio para células de combustível ácidas se a amônia não reagida puder ser removida. Os catalisadores de rutênio e platina foram os mais ativos, enquanto os catalisadores de Ni suportado foram menos ativos.

Tabela de propriedades térmicas e físicas de amônia líquida saturada:

Tabela de propriedades térmicas e físicas da amônia (NH₃) à pressão atmosférica:

Estrutura

A molécula de amônia tem uma forma piramidal trigonal conforme previsto pela teoria da repulsão do par de elétrons da camada de valência (teoria VSEPR) com um ângulo de ligação determinado experimentalmente de 106,7°. O átomo central de nitrogênio tem cinco elétrons externos com um elétron adicional de cada átomo de hidrogênio. Isso dá um total de oito elétrons, ou quatro pares de elétrons que são arranjados tetraedricamente. Três desses pares de elétrons são usados como pares de ligação, o que deixa um par de elétrons solitários. O par solitário repele mais fortemente do que os pares de ligação, portanto, o ângulo de ligação não é 109,5°, como esperado para um arranjo tetraédrico regular, mas 106,8°. Essa forma dá à molécula um momento de dipolo e a torna polar. A polaridade da molécula e, principalmente, sua capacidade de formar pontes de hidrogênio, torna a amônia altamente miscível com a água. O par solitário faz da amônia uma base, um aceptor de prótons. A amônia é moderadamente básica; uma solução aquosa de 1,0 M tem um pH de 11,6 e, se um ácido forte for adicionado a essa solução até que a solução fique neutra (pH = 7), 99,4% das moléculas de amônia serão protonadas. Temperatura e salinidade também afetam a proporção de amônio [NH₄] ⁺. Este último tem a forma de um tetraedro regular e é isoeletrônico com o metano.

A molécula de amônia prontamente sofre inversão de nitrogênio à temperatura ambiente; uma analogia útil é um guarda-chuva virando-se do avesso 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 de comprimento de onda de 1,260 cm. A absorção nesta frequência foi o primeiro espectro de micro-ondas a ser observado e foi usado no primeiro maser.

Anfotericidade

Uma das propriedades mais características da amônia é sua basicidade. A amônia é considerada uma base fraca. Combina-se com ácidos para formar sais de amônio; assim com ácido clorídrico forma cloreto de amônio (sal amoníaco); com ácido nítrico, nitrato de amônio, etc. O gás de amônia perfeitamente seco não combina com o gás de cloreto de hidrogênio perfeitamente seco; a umidade é necessária para provocar a reação.

Como um experimento de demonstração ao ar com umidade ambiente, frascos abertos de amônia concentrada e soluções de ácido clorídrico produzem uma nuvem de cloreto de amônio, que parece aparecer "do nada" à medida que o aerossol de sal se forma onde as duas nuvens difusas de reagentes se encontram entre os dois frascos.

NH₃ + HCl → [NH₄Cl

Os sais produzidos pela ação da amônia sobre os ácidos são conhecidos como sais de amônio e todos contêm o íon amônio ([NH₄ ]⁺).

Embora a amônia seja bem conhecida como uma base fraca, ela também pode atuar como um ácido extremamente fraco. É uma substância prótica e é capaz de formar amidas (que contêm o NH−2 ). Por exemplo, o lítio se dissolve em amônia líquida para dar uma solução azul (elétron solvatado) de amida de lítio:

2 Li + 2 NH₃ → 2 LiNH₂ + H₂

Autodissociação

Como a água, a amônia líquida sofre autoionização molecular para formar seus conjugados de ácido e base:

2 NH₃ ⇌ NH+4 + NH- Sim.2

A amônia geralmente funciona como uma base fraca, por isso tem alguma capacidade de tamponamento. Mudanças no pH causarão mais ou menos cátions de amônio (NH+4) e ânions amida (NH−2 ) para estar presente na solução. Em pressão e temperatura padrão,

K = Não.+4×- Sim.2] = 10^{- Não.}.

Combustão

A amônia não queima facilmente ou mantém a combustão, exceto em misturas estreitas de combustível para ar de 15 a 25% de ar. Quando misturado com oxigênio, queima com uma chama verde-amarelada pálida. A ignição ocorre quando o cloro passa para a amônia, formando nitrogênio e cloreto de hidrogênio; se o cloro estiver presente em excesso, então o altamente explosivo tricloreto de nitrogênio (NCl₃) também é formado.

A combustão de amônia para formar nitrogênio e água é exotérmica:

4 NH₃ + 3 O₂ → 2 N₂ + 6 H₂O(g), ΔH°r = −1267.20 kJ (ou −316.8 kJ/mol se expresso por mol de NH₃)

A variação de entalpia padrão de combustão, ΔH°_c, expressa por mol de amônia e com condensação da água formada, é −382,81 kJ/mol. O dinitrogênio é o produto termodinâmico da combustão: todos os óxidos de nitrogênio são instáveis em relação a N₂ e O₂, que é o princípio por trás do conversor catalítico. Os óxidos de nitrogênio podem ser formados como produtos cinéticos na presença de catalisadores apropriados, uma reação de grande importância industrial na produção de ácido nítrico:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Uma reação subsequente leva a NÃO₂:

2 NO + O₂ → 2 NÃO₂

A combustão de amônia no ar é muito difícil na ausência de um catalisador (como gaze de platina ou óxido de cromo(III) quente), devido ao calor de combustão relativamente baixo, velocidade de queima laminar mais baixa, alta auto- temperatura de ignição, alto calor de vaporização e uma estreita faixa de inflamabilidade. No entanto, estudos recentes mostraram que a combustão eficiente e estável de amônia pode ser alcançada usando combustores de redemoinho, reacendendo assim o interesse de pesquisa em amônia como combustível para produção de energia térmica. A faixa inflamável de amônia no ar seco é de 15,15 a 27,35% e em 100% de umidade relativa do ar é de 15,95 a 26,55%. Para estudar a cinética da combustão de amônia, é necessário o conhecimento de um mecanismo de reação confiável detalhado, mas isso tem sido difícil de obter.

Formação de outros compostos

A amônia é um precursor direto ou indireto da maioria dos compostos contendo nitrogênio fabricados.

Na química orgânica, a amônia pode atuar como um nucleófilo em reações de substituição. As aminas podem ser formadas pela reação da amônia com haletos de alquila ou com álcoois. O grupo −NH₂ resultante também é nucleofílico, então aminas secundárias e terciárias são frequentemente formadas. Quando essa substituição múltipla não é desejada, um excesso de amônia ajuda a minimizá-la. Por exemplo, a metilamina é preparada pela reação de amônia com clorometano ou com metanol. Em ambos os casos, a dimetilamina e a trimetilamina são coproduzidas. A etanolamina é preparada por uma reação de abertura de anel com óxido de etileno, e quando a reação é permitida, ela produz dietanolamina e trietanolamina. A reação da amônia com o ácido 2-bromopropanoico tem sido utilizada para preparar alanina racêmica com 70% de rendimento.

As amidas podem ser preparadas pela reação de amônia com derivados de ácido carboxílico. Por exemplo, a amônia reage com ácido fórmico (HCOOH) para produzir formamida (HCONH₂) quando aquecida. Os cloretos de acila são os mais reativos, mas a amônia deve estar presente em pelo menos duas vezes o excesso para neutralizar o cloreto de hidrogênio formado. Ésteres e anidridos também reagem com amônia para formar amidas. Os sais de amônio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados em amidas por aquecimento a 150-200 °C, desde que nenhum grupo termicamente sensível esteja presente.

O hidrogênio na amônia é suscetível à substituição por uma miríade de substituintes. Quando o gás amônia seca é aquecido com sódio metálico, ele se converte em sodamida, NaNH₂. Com o cloro forma-se a monocloroamina.

A amônia pentavalente é conhecida como λ⁵-amina ou, mais comumente, hidreto de amônio [NH₄ ]⁺H^-. Este sólido cristalino só é estável sob alta pressão e se decompõe novamente em amônia trivalente (λ³-amina) e gás hidrogênio em condições normais. Esta substância já foi investigada como um possível combustível sólido para foguetes em 1966.

Amônia como ligante

Modelo de bola e bainha do diamminesilver(I) cation, [Ag]₃)₂]⁺

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

A amônia pode atuar como ligante em complexos de metais de transição. É um doador σ puro, no meio da série espectroquímica, e mostra comportamento intermediário duro-macio (ver também modelo ECW). Sua força doadora relativa para uma série de ácidos, versus outras bases de Lewis, pode ser ilustrada por gráficos C-B. Por razões históricas, a amônia é chamada de amina na nomenclatura dos compostos de coordenação. Alguns complexos de amina notáveis incluem tetraaminodiaquacobre(II) ([Cu(NH₃)₄(H₂O)₂] ²⁺), um complexo azul escuro formado pela adição de amônia a uma solução de sais de cobre(II). O hidróxido de tetraaminodiaquacobre(II) é conhecido como reagente de Schweizer e tem a notável capacidade de dissolver a celulose. Diamminesilver(I) ([Ag(NH₃)₂]⁺) é a espécie ativa em Tollens' reagente. A formação deste complexo também pode ajudar a distinguir entre os precipitados dos diferentes haletos de prata: o cloreto de prata (AgCl) é solúvel em solução diluída de amônia (2 M), o brometo de prata (AgBr) é solúvel apenas em solução concentrada de amônia, enquanto o iodeto de prata (AgI) é insolúvel em amônia aquosa.

Os complexos de amina de cromo(III) eram conhecidos no final do século 19 e formaram a base da teoria revolucionária de Alfred Werner sobre a estrutura dos compostos de coordenação. Werner observou apenas dois isômeros (fac- e mer-) do complexo [CrCl₃(NH₃)₃] poderia ser formado, e concluiu que os ligantes devem ser arranjados ao redor do íon metálico nos vértices de um octaedro. Esta proposta já foi confirmada por cristalografia de raios-X.

Um ligante amina 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 cloreto de mercúrio (II) com amônia (reação de Calomelano), onde o amidocloreto de mercúrio resultante é altamente insolúvel.

HgCl₂ + 2 NH₃ → HgCl (NH₂) + [NH4]Cl

A amônia forma adutos 1:1 com uma variedade de ácidos de Lewis, como I2, fenol e Al(CH3)3. A amônia é uma base dura (teoria HSAB) e seu E & Os parâmetros C são E_B = 2,31 e C_B = 2,04. Sua força doadora relativa para uma série de ácidos, versus outras bases de Lewis, pode ser ilustrada por gráficos C-B.

Detecção e determinação

Amoníaco em solução

A amônia e os sais de amônio podem ser prontamente detectados, em vestígios muito diminutos, pela adição da solução de Nessler, que dá uma coloração amarela distinta na presença do menor traço 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 (NaOH) ou hidróxido de potássio (KOH), sendo a amônia liberada absorvida em um volume conhecido de ácido sulfúrico padrão e o excesso de ácido então determinado volumetricamente; ou a amônia pode ser absorvida em ácido clorídrico e o cloreto de amônio assim formado precipitar como hexacloroplatinato de amônio, [NH₄]₂[PtCl₆].

Amoníaco gasoso

Os bastões de enxofre são queimados para detectar pequenos vazamentos em sistemas de refrigeração de amônia industrial. Quantidades maiores podem ser detectadas aquecendo os sais com um álcali cáustico ou com cal virgem, quando o cheiro característico de amônia será imediatamente 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. Concentrações mais altas dificilmente são detectadas por detectores convencionais, o tipo de detector é escolhido de acordo com a sensibilidade necessária (por exemplo, semicondutor, catalítico, eletroquímico). Sensores holográficos foram propostos para detectar concentrações de até 12,5% em volume.

Azoto amoniacal (NH3-N)

Nitrogênio amoniacal (NH₃-N) é uma medida comumente usada para testar a quantidade de íons amônio, derivados naturalmente da amônia e devolvidos à amônia por meio de processos orgânicos, em água ou líquidos residuais. É uma medida usada principalmente para quantificar valores em sistemas de tratamento de resíduos e purificação de água, bem como uma medida da saúde das reservas naturais e artificiais de água. É medido em unidades de mg/L (miligrama por litro).

História

Jabir ibn Hayyan escreveu sobre amônia

Este reator de alta pressão foi construído em 1921 pela BASF em Ludwigshafen e foi re-erectado nas instalações da Universidade de Karlsruhe na Alemanha.

O antigo historiador grego Heródoto mencionou que havia afloramentos de sal em uma área da Líbia que era habitada por um povo chamado de "amonianos" (agora: o oásis Siwa no noroeste do Egito, onde ainda existem lagos salgados). O geógrafo grego Estrabão também mencionou o sal desta região. No entanto, os autores antigos Dioscorides, Apicius, Arrian, Synesius e Aetius de Amida descreveram esse sal como formando cristais transparentes que poderiam ser usados para cozinhar e que eram essencialmente sal-gema. Hammoniacus sal aparece nos escritos de Plínio, embora não se saiba se o termo é idêntico ao mais moderno sal amoníaco (cloreto de amônio).

A fermentação da urina pelas bactérias produz uma solução de amônia; portanto, a urina fermentada era usada na Antiguidade Clássica para lavar tecidos e roupas, para remover pêlos de peles em preparação para o curtimento, para servir como mordente em tecidos tingidos e para remover ferrugem do ferro. Também foi usado por antigos dentistas para lavar os dentes.

Na forma de sal amoníaco (نشادر, nushadir), a amônia era importante para os alquimistas muçulmanos. Foi mencionado no Livro das Pedras, provavelmente escrito no século IX e atribuído a Jābir ibn Hayyān. Também foi importante para os alquimistas europeus do século XIII, sendo mencionado por Albertus Magnus. Também foi usado por tintureiros na Idade Média na forma de urina fermentada para alterar a cor dos corantes vegetais. No século 15, Basilius Valentinus mostrou que a amônia poderia ser obtida pela ação de álcalis no sal amoníaco. Num período posterior, quando o sal amoníaco foi obtido pela destilação dos cascos e chifres de bois e neutralização do carbonato resultante com ácido clorídrico, o nome "espírito de hartshorn" foi aplicado à amônia.

A amônia gasosa foi isolada pela primeira vez por Joseph Black em 1756 ao reagir sal amoníaco (cloreto de amônio) com magnésia calcinada (óxido de magnésio). Foi isolado novamente por Peter Woulfe em 1767, por Carl Wilhelm Scheele em 1770 e por Joseph Priestley em 1773 e foi denominado por ele "ar alcalino". Onze anos depois, em 1785, Claude Louis Berthollet verificou sua composição.

O processo Haber-Bosch para produzir amônia a partir do nitrogênio do ar foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi usado pela primeira vez em escala industrial na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial, após a guerra aliada bloqueio que cortou o fornecimento de nitratos do Chile. A amônia foi usada para produzir explosivos para sustentar os esforços de guerra.

Antes da disponibilidade do gás natural, o hidrogênio como precursor da produção de amônia era produzido por meio da eletrólise da água ou usando o processo cloralcalino.

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

Aplicativos

Solvente

A amônia líquida é o solvente ionizante não aquoso mais conhecido e amplamente estudado. Sua propriedade mais notável é a capacidade de dissolver metais alcalinos para formar soluções altamente coloridas e eletricamente condutoras contendo elétrons solvatados. Além dessas soluções notáveis, grande parte da química da amônia líquida pode ser classificada por analogia com reações relacionadas em soluções aquosas. A comparação das propriedades físicas de NH₃ com as da água mostra NH₃ tem o menor ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, viscosidade, constante dielétrica e condutividade elétrica; isso se deve, pelo menos em parte, à ligação de hidrogênio mais fraca em NH₃ e porque essa ligação não pode se formar redes reticuladas, uma vez que cada NH₃ molécula tem apenas um par solitário de elétrons em comparação com dois para cada H₂O molécula. A constante de autodissociação iônica do líquido NH₃ a -50 °C é cerca de 10 ⁻³³.

Um trem que transporta amoníaco anidro.

Solubilidade de sais

A amônia líquida é um solvente ionizante, embora menos que a água, e dissolve uma variedade de compostos iônicos, incluindo muitos nitratos, nitritos, cianetos, tiocianatos, complexos metálicos de ciclopentadienil e bis(trimetilsilil)amidas metálicas. A maioria dos sais de amônio são solúveis e atuam como ácidos em soluções de amônia líquida. A solubilidade dos sais haletos aumenta de flúor para iodeto. Uma solução saturada de nitrato de amônio (Solução de Divers, em homenagem a Edward Divers) contém 0,83 mol de soluto por mol de amônia e tem uma pressão de vapor inferior a 1 bar, mesmo a 25 °C (77 °F).

Soluções de metais

A amônia líquida dissolverá todos os metais alcalinos e outros metais eletropositivos, como Ca, Sr, Ba, Eu e Yb (também Mg usando um processo eletrolítico). Em baixas concentrações (<0,06 mol/L), são formadas soluções de azul profundo: elas contêm cátions metálicos e elétrons solvatados, elétrons livres que são cercados por uma gaiola de moléculas de amônia.

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

Propriedades redox da amônia líquida

A faixa de estabilidade termodinâmica de soluções de amônia líquida é muito estreita, pois o potencial de oxidação a dinitrogênio, E° (N₂ + 6 [NH₄]⁺ + 6 e^- ⇌ 8 NH₃), é apenas +0,04 V. Na prática, ambas as oxidação a dinitrogênio e a redução a dihidrogênio são lentas. Isso é particularmente verdadeiro para soluções redutoras: as soluções dos metais alcalinos mencionados acima são estáveis por vários dias, decompondo-se lentamente em amida metálica e di-hidrogênio. A maioria dos estudos envolvendo soluções de amônia líquida é feita em condições redutoras; embora a oxidação da amônia líquida seja geralmente lenta, ainda existe o risco de explosão, particularmente se os íons de metais de transição estiverem presentes como possíveis catalisadores.

Frasco de amônia líquido

Fertilizante

Nos EUA, a partir de 2019, aproximadamente 88% da amônia foi usada como fertilizante, seja como seus sais, soluções ou anidra. Quando aplicado ao solo, ajuda a aumentar o rendimento de culturas como milho e trigo. 30% do nitrogênio agrícola aplicado nos EUA está na forma de amônia anidra e 110 milhões de toneladas em todo o mundo são aplicadas a cada ano.

Precursor de compostos nitrogenados

A amônia é direta ou indiretamente o precursor da maioria dos compostos contendo nitrogênio. Praticamente todos os compostos nitrogenados sintéticos são derivados da amônia. Um derivado importante é o ácido nítrico. Este material chave é gerado através do processo Ostwald pela oxidação de amônia com ar sobre um catalisador de platina a 700–850 °C (1.292–1.562 °F), ≈9 atm. O óxido nítrico é um intermediário nesta conversão:

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

O ácido nítrico é usado para a produção de fertilizantes, explosivos e muitos compostos orgânicos de nitrogênio.

A amônia também é usada para fazer os seguintes compostos:

• Hidrazina, no processo Olin Raschig e no processo de peróxido
• Cianeto de hidrogênio, no processo BMA e no processo Andrussow
• Carbonato de hidroxilamina e amônio, no processo de Raschig
• Phenol, no processo Raschig-Hooker
• Urea, no processo de ureia Bosch–Meiser e na síntese Wöhler
• Aminoácidos, usando a síntese de amino-ácido Strecker
• Acrylonitrile, no processo Sohio

A amônia também pode ser usada para fazer compostos em reações que não são especificamente nomeadas. Exemplos de tais compostos incluem: perclorato de amônio, nitrato de amônio, formamida, tetróxido de dinitrogênio, alprazolam, etanolamina, carbamato de etila, hexametilenotetramina e bicarbonato de amônio.

Agente de limpeza

Amônia doméstica

A "amônia" (mais corretamente chamado de hidróxido de amônio) é uma solução de NH3 em água e é usado como limpador de uso geral para muitas superfícies. Como a amônia resulta em um brilho relativamente livre de riscos, um de seus usos mais comuns é para limpar vidro, porcelana e aço inoxidável. Também é freqüentemente usado para limpar fornos e para embeber itens para soltar a sujeira assada. A amônia doméstica varia em concentração em peso de 5% a 10% de amônia. Os fabricantes americanos de produtos de limpeza são obrigados a fornecer a folha de dados de segurança do produto, que lista a concentração usada.

Soluções de amônia (5–10% em peso) são usadas como produtos de limpeza domésticos, principalmente para vidro. Essas soluções são irritantes para os olhos e membranas mucosas (tratos respiratório e digestivo) e, em menor grau, para a pele. Os especialistas aconselham que se tenha cuidado para garantir que o produto químico não seja misturado a nenhum líquido que contenha alvejante, devido ao perigo de formação de gás cloro tóxico. A mistura com produtos contendo cloro ou oxidantes fortes, como alvejante doméstico, pode gerar vapores tóxicos de cloramina.

Os especialistas também alertam para não usar limpadores à base de amônia (como limpadores de vidro ou janela) nas telas sensíveis ao toque do carro, devido ao risco de danos aos revestimentos antirreflexo e anti-impressão digital da tela.

Fermentação

Soluções de amônia variando de 16% a 25% são usadas na indústria de fermentação como fonte de nitrogênio para microorganismos e para ajustar o pH durante a fermentação.

Agente antimicrobiano para produtos alimentícios

Já em 1895, sabia-se que a amônia era "fortemente anti-séptica... requer 1,4 gramas por litro para preservar o chá de carne (caldo)." Em um estudo, a amônia anidra destruiu 99,999% das bactérias zoonóticas em 3 tipos de ração animal, mas não na silagem. A amônia anidra é atualmente utilizada comercialmente para reduzir ou eliminar a contaminação microbiana da carne bovina. A carne magra de textura fina (popularmente conhecida como "lodo rosa") na indústria de carne bovina é feita de aparas de carne gordurosa (c. 50–70% de gordura) removendo a gordura usando calor e centrifugação e, em seguida, tratando-a com amônia para matar E. coli. O processo foi considerado eficaz e seguro pelo Departamento de Agricultura dos EUA com base em um estudo que descobriu que o tratamento reduz E. coli a níveis indetectáveis. Houve preocupações de segurança sobre o processo, bem como reclamações de consumidores sobre o sabor e o cheiro da carne tratada com amônia.

Combustível

Amôniacal Gás Engine Streetcar em Nova Orleans desenhado por Alfred Waud em 1871.

A aeronave X-15 usou amônia como um combustível componente de seu motor de foguete

A densidade de energia bruta da amônia líquida é de 11,5 MJ/L, cerca de um terço da do diesel. Existe a oportunidade de converter amônia de volta em hidrogênio, onde pode ser usado para alimentar células de combustível de hidrogênio, ou pode ser usado diretamente em células de combustível de amônia direta de óxido sólido de alta temperatura para fornecer fontes de energia eficientes que não emitem gases de efeito estufa.

A conversão de amônia em hidrogênio através do processo de amida de sódio, seja para combustão ou como combustível para uma célula de combustível de membrana de troca de prótons, é possível. Outro método é a decomposição catalítica de amônia usando catalisadores sólidos. A conversão para hidrogênio permitiria o armazenamento de hidrogênio em quase 18% em peso em comparação com ≈5% para hidrogênio gasoso sob pressão.

Motores de amônia ou motores de amônia, usando amônia como fluido de trabalho, foram propostos e usados ocasionalmente. O princípio é semelhante ao usado em uma locomotiva sem fogo, mas com amônia como fluido de trabalho, em vez de vapor ou ar comprimido. Motores de amônia foram usados experimentalmente no século 19 por Goldsworthy Gurney no Reino Unido e na linha de bonde St. Charles Avenue em Nova Orleans nas décadas de 1870 e 1880, e durante a Segunda Guerra Mundial a amônia foi usada para alimentar ônibus na Bélgica.

A amônia às vezes é proposta como uma alternativa prática ao combustível fóssil para motores de combustão interna.

Sua alta octanagem de 120 e baixa temperatura de chama permite o uso de altas taxas de compressão sem penalizar a alta produção de NOx. Como a amônia não contém carbono, sua combustão não pode produzir dióxido de carbono, monóxido de carbono, hidrocarbonetos ou fuligem.

Atualmente, a produção de amônia gera 1,8% das emissões globais de CO ₂. "Amoníaco verde" é a amônia produzida usando hidrogênio verde (hidrogênio produzido por eletrólise), enquanto a "amônia azul" é a amônia produzida usando hidrogênio azul (hidrogênio produzido pela reforma a vapor do metano onde o dióxido de carbono foi capturado e armazenado).

No entanto, a amônia não pode ser facilmente usada nos motores de ciclo Otto existentes devido à sua faixa de inflamabilidade muito estreita. A represa Rjukan de 60 MW em Telemark, Noruega, produziu amônia por muitos anos a partir de 1913, fornecendo fertilizante para grande parte da Europa. Apesar disso, vários testes foram executados.

Comparado ao hidrogênio como combustível, a amônia é muito mais eficiente em termos de energia e pode ser produzida, armazenada e entregue a um custo muito menor do que o hidrogênio, que deve ser mantido comprimido ou como um líquido criogênico.

Os motores de foguetes também são movidos a amônia. O motor de foguete Reaction Motors XLR99 que impulsionou a aeronave de pesquisa hipersônica X-15 usava amônia líquida. Embora não seja tão poderoso quanto outros combustíveis, não deixou fuligem no motor de foguete reutilizável e sua densidade corresponde aproximadamente à densidade do oxidante, o oxigênio líquido, o que simplificou o design da aeronave.

No início de agosto de 2018, cientistas da Commonwealth Scientific and Industrial Research Organization (CSIRO) da Austrália anunciaram o sucesso do desenvolvimento de um processo para liberar hidrogênio da amônia e colhê-lo com pureza ultra-alta como combustível para carros. Isso usa uma membrana especial. Dois veículos de célula de combustível de demonstração têm a tecnologia, um Hyundai Nexo e um Toyota Mirai.

Em 2020, a Arábia Saudita embarcou 40 toneladas métricas de "amônia azul" para o Japão para uso como combustível. Foi produzido como subproduto pelas indústrias petroquímicas e pode ser queimado sem emitir gases de efeito estufa. Sua densidade de energia por volume é quase o dobro do hidrogênio líquido. Se o processo de criação puder ser ampliado por meio de recursos puramente renováveis, produzindo amônia verde, isso poderá fazer uma grande diferença para evitar as mudanças climáticas. A empresa ACWA Power e a cidade de Neom anunciaram a construção de uma usina verde de hidrogênio e amônia em 2020.

A amônia verde é considerada um potencial combustível para futuros navios porta-contêineres. Em 2020, as empresas DSME e MAN Energy Solutions anunciaram a construção de um navio à base de amônia, a DSME planeja comercializá-lo até 2025. Também está sendo explorado o uso de amônia como potencial combustível alternativo para motores a jato de aeronaves.

O Japão pretende implementar um plano para desenvolver tecnologia de co-combustão de amônia que pode aumentar o uso de amônia na geração de energia, como parte dos esforços para ajudar as concessionárias domésticas e outras asiáticas a acelerar sua transição para a neutralidade de carbono. Em outubro de 2021, foi realizada a primeira Conferência Internacional sobre Combustível Amônia (ICFA2021).

Em junho de 2022, a IHI Corporation conseguiu reduzir os gases do efeito estufa em mais de 99% durante a combustão de amônia líquida em uma turbina a gás de classe de 2.000 quilowatts, atingindo CO₂-geração de energia livre. Em julho de 2022, as nações Quad do Japão, Estados Unidos, Austrália e Índia concordaram em promover o desenvolvimento tecnológico para hidrogênio e amônia de queima limpa como combustíveis na primeira reunião de energia do grupo de segurança. A partir de 2022, no entanto, quantidades significativas de NO_x são produzidas. O óxido nitroso também pode ser um problema.

Outro

Remediação de emissões gasosas

A amônia é usada para limpar SO₂ da queima de combustíveis fósseis e o produto resultante é convertido em sulfato de amônio para uso como fertilizante. A amônia neutraliza o óxido de nitrogênio (NO_x) poluentes emitidos por motores a diesel. Essa tecnologia, chamada SCR (redução catalítica seletiva), conta com um catalisador à base de vanádio.

A amônia pode ser usada para mitigar vazamentos gasosos de fosgênio.

Como transportador de hidrogênio

Devido aos seus atributos, sendo líquido à temperatura ambiente sob sua própria pressão de vapor e possuindo alta densidade de energia volumétrica e gravimétrica, a amônia é considerada um transportador adequado para o hidrogênio, podendo ser mais barato que o transporte direto do hidrogênio líquido.

Refrigeração – R717

Devido às propriedades de vaporização da amônia, é um refrigerante útil. Era comumente usado antes da popularização dos clorofluorcarbonos (Freons). A amônia anidra é amplamente utilizada em aplicações de refrigeração industrial e em pistas de hóquei devido à sua alta eficiência energética e baixo custo. Tem a desvantagem de toxicidade e requer componentes resistentes à corrosão, o que restringe seu uso doméstico e em pequena escala. Juntamente com seu uso na refrigeração por compressão de vapor moderna, ele é usado em uma mistura com hidrogênio e água em refrigeradores de absorção. O ciclo Kalina, que é de crescente importância para usinas geotérmicas, depende da ampla faixa de ebulição da mistura amônia-água. O refrigerante de amônia também é usado no radiador S1 a bordo da Estação Espacial Internacional em dois loops que são usados para regular a temperatura interna e permitir experimentos dependentes da temperatura.

A importância potencial da amônia como refrigerante aumentou com a descoberta de que os CFCs e HFCs liberados são gases de efeito estufa extremamente potentes e estáveis.

Estimulante

Sinal anti-meth no tanque de amônia anidro, Otley, Iowa. A amônia anidro é um fertilizante agrícola comum que também é um ingrediente crítico na fabricação de metanfetamina. Em 2005, Iowa usou o dinheiro da concessão para fornecer milhares de fechaduras para evitar que criminosos ganhassem acesso aos tanques.

A amônia, como vapor liberado pelos sais aromáticos, encontrou uso significativo como estimulante respiratório. A amônia é comumente usada na fabricação ilegal de metanfetamina por meio de uma redução de bétula. O método Birch de produzir metanfetamina é perigoso porque o metal alcalino e a amônia líquida são extremamente reativos, e a temperatura da amônia líquida a torna suscetível à ebulição explosiva quando os reagentes são adicionados.

Têxtil

A amônia líquida é usada para o tratamento de materiais de algodão, conferindo propriedades como a mercerização, usando álcalis. Em particular, é usado para pré-lavagem de lã.

Gás de elevação

Na temperatura e pressão padrão, a amônia é menos densa que a atmosfera e tem aproximadamente 45–48% do poder de elevação do hidrogênio ou do hélio. Às vezes, a amônia é usada para encher balões como gás de elevação. Devido ao seu ponto de ebulição relativamente alto (em comparação com o hélio e o hidrogênio), a amônia poderia ser refrigerada e liquefeita a bordo de um dirigível para reduzir a sustentação e adicionar lastro (e retornar a um gás para adicionar sustentação e reduzir o lastro).

Fumando

A amônia tem sido usada para escurecer o carvalho branco em Artes & Artesanato e mobiliário de estilo Mission. Os vapores de amoníaco reagem com os taninos naturais da madeira e fazem com que esta mude de cor.

Segurança

O mais longo gasoduto de amônia do mundo (cerca de 2400 km de comprimento), correndo da fábrica TogliattiAzot na Rússia para Odessa na Ucrânia

A Administração de Saúde e Segurança Ocupacional dos EUA (OSHA) estabeleceu um limite de exposição de 15 minutos para amônia gasosa de 35 ppm por volume no ar ambiente e um limite de exposição de 8 horas de 25 ppm por volume. O Instituto Nacional de Segurança e Saúde Ocupacional (NIOSH) reduziu recentemente o IDLH (Imediatamente Perigoso para a Vida e a Saúde, o nível ao qual um trabalhador saudável pode ser exposto por 30 minutos sem sofrer efeitos irreversíveis à saúde) de 500 para 300 com base em mais recentes interpretações conservadoras da pesquisa original em 1943. Outras organizações têm níveis de exposição variados. Padrões da Marinha dos EUA [U.S. Bureau of Ships 1962] concentrações máximas permitidas (MACs): para exposição contínua (60 dias) é de 25 ppm; para exposição de 1 hora é de 400 ppm.

O vapor de amônia tem um odor forte, irritante e pungente que atua como um aviso de exposição potencialmente perigosa. O limite médio de odor é de 5 ppm, bem abaixo de qualquer perigo ou dano. A exposição a concentrações muito altas de amônia gasosa pode resultar em danos aos pulmões e morte. A amônia é regulamentada nos EUA como um gás não inflamável, mas atende à definição de material tóxico por inalação e requer uma licença de segurança perigosa quando transportada em quantidades superiores a 3.500 galões americanos (13.000 l; 2.900 imp gal).

A amônia líquida é perigosa porque é higroscópica e pode causar queimaduras cáusticas. Consulte Transportador de gás § Efeitos na saúde de cargas específicas transportadas em transportadores de gás para obter mais informações.

Toxicidade

A toxicidade das soluções de amônia geralmente não causa problemas para humanos e outros mamíferos, pois existe um mecanismo específico para impedir seu acúmulo na corrente sanguínea. A amônia é convertida em carbamoil fosfato pela enzima carbamoil fosfato sintetase e, em seguida, entra no ciclo da uréia para ser incorporada aos aminoácidos ou excretada na urina. Peixes e anfíbios carecem desse mecanismo, pois geralmente podem eliminar a amônia de seus corpos por excreção direta. A amônia, mesmo em concentrações diluídas, é altamente tóxica para os animais aquáticos, por isso é classificada como perigosa para o meio ambiente. A amônia atmosférica desempenha um papel fundamental na formação do material particulado fino.

A amônia é um constituinte da fumaça do tabaco.

Água residual de coque

A amônia está presente nos efluentes de coqueificação, como um subproduto líquido da produção de coque a partir do carvão. Em alguns casos, a amônia é descarregada no ambiente marinho, onde atua como poluente. A usina siderúrgica de Whyalla, no sul da Austrália, é um exemplo de instalação de produção de coque que descarrega amônia em águas marinhas.

Aquicultura

Acredita-se que a toxicidade da amônia seja uma causa de perdas inexplicáveis em incubadoras de peixes. O excesso de amônia pode se acumular e causar alteração do metabolismo ou aumento do pH corporal do organismo exposto. A tolerância varia entre as espécies de peixes. Em concentrações mais baixas, em torno de 0,05 mg/L, a amônia não ionizada é prejudicial às espécies de peixes e pode resultar em baixo crescimento e taxas de conversão alimentar, redução da fecundidade e fertilidade e aumento do estresse e suscetibilidade a infecções e doenças bacterianas. Expostos ao excesso de amônia, os peixes podem sofrer perda de equilíbrio, hiperexcitabilidade, aumento da atividade respiratória e da captação de oxigênio e aumento da frequência cardíaca. Em concentrações superiores a 2,0 mg/L, a amônia causa danos nas guelras e nos tecidos, letargia extrema, convulsões, coma e morte. Experimentos mostraram que a concentração letal para uma variedade de espécies de peixes varia de 0,2 a 2,0 mg/L.

Durante o inverno, quando são administrados alimentos reduzidos ao estoque de aquicultura, os níveis de amônia podem ser maiores. Temperaturas ambientes mais baixas reduzem a taxa de fotossíntese das algas, de modo que menos amônia é removida por qualquer alga presente. Dentro de um ambiente de aquicultura, especialmente em grande escala, não há remédio de ação rápida para níveis elevados de amônia. A prevenção, em vez da correção, é recomendada para reduzir os danos aos peixes cultivados e em sistemas de águas abertas, o ambiente circundante.

Informações de armazenamento

Semelhante ao propano, a amônia anidra ferve abaixo da temperatura ambiente quando à pressão atmosférica. Um recipiente de armazenamento capaz de 250 psi (1,7 MPa) é adequado para conter o líquido. A amônia é usada em inúmeras aplicações industriais diferentes que requerem recipientes de armazenamento de carbono ou aço inoxidável. A amônia com pelo menos 0,2% em peso de teor de água não é corrosiva para o aço carbono. NH₃ tanques de armazenamento de construção em aço carbono com 0,2% em peso ou mais de água podem durar mais de 50 anos de serviço. Especialistas alertam que compostos de amônio não podem entrar em contato com bases (a menos que em uma reação intencional e contida), pois quantidades perigosas de gás amônia podem ser liberadas.

Laboratório

Extração de amostra de ácido clorídrico Fumas HCl, que estão reagindo com fumos de amônia para produzir uma fumaça branca de cloreto de amônio.

Os perigos das soluções de amônia dependem da concentração: "diluir" as soluções de amônia são geralmente de 5 a 10% em peso (<5,62 mol/L); "concentrado" as soluções são normalmente preparadas a >25% em peso. Uma solução de 25% (em peso) tem densidade de 0,907 g/cm³, e uma solução com densidade menor será mais concentrada. A classificação da União Européia de soluções de amônia é dada na tabela.

Concentração por peso (w/w)	Molaridade	Concentração massa/volume (w/v)	Pictogramas GHS	H-frases
5–10%	2.87–5.62 mol/L	48.9–95.7 g/L		H314
10–25%	5.62–13.29 mol/L	95.7–226.3 g/L		H314, H335, H400
> 25%	> 13.29	> 226.3 g/L		H314, H335, H400, H411

O vapor de amônia das soluções concentradas de amônia é extremamente irritante para os olhos e para o trato respiratório, e os especialistas alertam que essas soluções só devem ser manuseadas em uma capela de exaustão. As soluções saturadas ("0,880" – veja #Propriedades) podem desenvolver uma pressão significativa dentro de uma garrafa fechada em clima quente, e os especialistas também alertam para que a garrafa seja aberta com cuidado. Isso geralmente não é um problema para soluções de 25% ("0,900").

Especialistas alertam para não misturar soluções de amônia com halogênios, pois se formam produtos tóxicos e/ou explosivos. Os especialistas também alertam que o contato prolongado de soluções de amônia com sais de prata, mercúrio ou iodeto também pode levar a produtos explosivos: essas misturas são frequentemente formadas em análises inorgânicas qualitativas e precisam ser ligeiramente acidificadas, mas não concentradas (<6% w /v) antes do descarte após a conclusão do teste.

Uso em laboratório de amônia anidra (gás ou líquido)

A amônia anidra é classificada como tóxica (T) e perigosa para o meio ambiente (N). O gás é inflamável (temperatura de autoignição: 651°C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16–25%). O limite de exposição permissível (PEL) nos Estados Unidos é de 50 ppm (35 mg/m³), enquanto a concentração IDLH é estimada em 300 ppm. A exposição repetida à amônia reduz a sensibilidade ao cheiro do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações inferiores a 50 ppm, mas indivíduos dessensibilizados podem não detectá-lo mesmo em concentrações de 100 ppm. A amônia anidra corrói as ligas contendo cobre e zinco, o que torna as conexões de latão inadequadas para o manuseio do gás. A amônia líquida também pode atacar a borracha e certos plásticos.

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

Produção

A amônia tem uma das maiores taxas de produção de qualquer produto químico inorgânico. A produção às vezes é expressa em termos de 'nitrogênio fixo'. A produção global foi estimada em 160 milhões de toneladas em 2020 (147 toneladas de nitrogênio fixo). A China respondeu por 26,5% disso, seguida pela Rússia com 11,0%, os Estados Unidos com 9,5% e a Índia com 8,3%.

Antes do início da Primeira Guerra Mundial, a maior parte da amônia era obtida pela destilação a seco de produtos nitrogenados de resíduos vegetais e animais, incluindo esterco de camelo, onde era destilada pela redução de ácido nitroso e nitritos com hidrogênio; além disso, foi produzido pela destilação do carvão e também pela decomposição de sais de amônio por hidróxidos alcalinos, como a cal virgem:

2₄]Cl + 2 CaO → CaCl2 + Ca(OH)₂ + 2 NH₃(g)

Para síntese de laboratório em pequena escala, pode-se aquecer a ureia e o hidróxido de cálcio:

(NH)₂)₂CO + Ca (OH)₂ → CaCO₃ + 2 NH₃

Haber–Bosch

A produção em massa usa o processo Haber-Bosch, uma reação em fase gasosa entre o hidrogênio (H₂) e nitrogênio (N₂) a uma temperatura moderadamente elevada (450 °C) e alta pressão (100 atmosferas padrão (10 MPa)):

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, ΔH. H. H.° = -91.8 kJ/mol

Essa reação é exotérmica e resulta em diminuição da entropia, o que significa que a reação é favorecida em temperaturas mais baixas e pressões mais altas. É difícil e caro de conseguir, pois temperaturas mais baixas resultam em cinética de reação mais lenta (portanto, uma taxa de reação mais lenta) e alta pressão requer vasos de pressão de alta resistência que não são enfraquecidos pela fragilização por hidrogênio. O nitrogênio diatômico é unido por uma ligação tripla, o que o torna bastante inerte. O rendimento e a eficiência são baixos, o que significa que a saída deve ser continuamente separada e extraída para que a reação prossiga em um ritmo aceitável. Combinada com a energia necessária para produzir hidrogênio e nitrogênio atmosférico purificado, a produção de amônia é intensiva em energia, respondendo por 1% a 2% do consumo global de energia, 3% das emissões globais de carbono e 3 a 5% do consumo de gás natural.

A escolha do catalisador é importante para sintetizar amônia. Em 2012, o grupo de Hideo Hosono descobriu que o óxido de alumínio e cálcio carregado com Ru C12A7:e^- eletreto funciona bem como um catalisador e busca uma formação mais eficiente. Este método é implementado em uma pequena planta de síntese de amônia no Japão. Em 2019, o grupo de Hosono encontrou outro catalisador, um novo hidreto de oxinitreto de perovskita BaCeO_3-xN_yH_z, que funciona em temperatura mais baixa e sem rutênio caro.

Eletroquímica

A amônia pode ser sintetizada eletroquimicamente. Os únicos insumos necessários são fontes de nitrogênio (potencialmente atmosférico) e hidrogênio (água), permitindo a geração no ponto de uso. A disponibilidade de energia renovável cria a possibilidade de produção com emissão zero.

Outro modo de síntese eletroquímica envolve a formação redutiva de nitreto de lítio, que pode ser protonado em amônia, dada uma fonte de prótons. O etanol tem sido usado como fonte, embora possa degradar. O primeiro uso dessa química foi relatado em 1930, onde soluções de lítio em etanol foram usadas para produzir amônia a pressões de até 1000 bar. Em 1994, Tsuneto et al. usou a eletrodeposição de lítio em tetraidrofurano para sintetizar amônia em pressões mais moderadas com razoável eficiência faradaica. Outros estudos, desde então, usaram o sistema etanol-tetraidrofurano para a síntese eletroquímica de amônia. Em 2019, Lazouski et al. propuseram um mecanismo para explicar a cinética de formação de amônia observada.

Em 2020, Lazouski et al. desenvolveu um eletrodo de difusão de gás independente de solvente para melhorar o transporte de nitrogênio para o lítio reativo. O estudo observou taxas de produção de NH₃ de até 30 ± 5 nanomoles/s/cm ² e eficiências faradaicas de até 47,5 ± 4% à temperatura ambiente e pressão de 1 bar.

Em 2021, Suryanto et al. substituiu o etanol por um sal de tetraalquil fosfônio. Este cátion pode sofrer ciclos de deprotonação-reprotonação de forma estável, enquanto aumenta a condutividade iônica do meio. O estudo observou taxas de produção de NH₃ de 53 ± 1 nanomoles/s/cm² em experimentos de eficiência faradaica de 69 ± 1% sob pressão parcial de hidrogênio de 0,5 bar e nitrogênio de 19,5 bar à temperatura ambiente.

Papel em sistemas biológicos e doenças humanas

Principais sintomas de hiperammonemia (amônia atingindo concentrações tóxicas).

A amônia é tanto um resíduo metabólico quanto uma entrada metabólica em toda a biosfera. É uma importante fonte de nitrogênio para os sistemas vivos. Embora o nitrogênio atmosférico seja abundante (mais de 75%), poucos seres vivos são capazes de usar o nitrogênio atmosférico em sua forma diatômica, N₂ gás. Portanto, a fixação de nitrogênio é necessária para a síntese de aminoácidos, que são os blocos de construção das proteínas. Algumas plantas dependem de amônia e outros resíduos nitrogenados incorporados ao solo por matéria em decomposição. Outros, como as leguminosas fixadoras de nitrogênio, se beneficiam de relações simbióticas com bactérias rizóbias que criam amônia a partir do nitrogênio atmosférico.

Em humanos, a inalação de amônia em altas concentrações pode ser fatal. A exposição à amônia pode causar dores de cabeça, edema, memória prejudicada, convulsões e coma, pois é de natureza neurotóxica.

Biossíntese

Em certos organismos, a amônia é produzida a partir do nitrogênio atmosférico por enzimas chamadas nitrogenases. O processo geral é chamado de fixação de nitrogênio. Esforços intensos têm sido direcionados para a compreensão do mecanismo da fixação biológica de nitrogênio. O interesse científico neste problema é motivado pela estrutura incomum do sítio ativo da enzima, que consiste em um Fe₇MoS₉.

A amônia também é um produto metabólico da desaminação de aminoácidos catalisada por enzimas como a glutamato desidrogenase 1. A excreção de amônia é comum em animais aquáticos. Em humanos, é rapidamente convertido em ureia, que é muito menos tóxica, particularmente menos básica. Esta ureia é um componente importante do peso seco da urina. A maioria dos répteis, pássaros, insetos e caracóis excretam ácido úrico apenas como resíduos nitrogenados.

Fisiologia

A amônia desempenha um papel na fisiologia animal normal e anormal. É biossintetizado através do metabolismo normal de aminoácidos e é tóxico em altas concentrações. O fígado converte amônia em ureia por meio de uma série de reações conhecidas como ciclo da ureia. A disfunção hepática, como a observada na cirrose, pode levar a quantidades elevadas de amônia no sangue (hiperamonemia). Da mesma forma, defeitos nas enzimas responsáveis pelo ciclo da uréia, como a ornitina transcarbamilase, levam à hiperamonemia. A hiperamonemia contribui para a confusão e coma da encefalopatia hepática, bem como para a doença neurológica comum em pessoas com defeitos no ciclo da ureia e acidúrias orgânicas.

A amônia é importante para o equilíbrio ácido/base animal normal. Após a formação de amônio a partir da glutamina, o α-cetoglutarato pode ser degradado para produzir dois íons bicarbonato, que ficam então disponíveis como tampões para ácidos dietéticos. O amônio é excretado na urina, resultando em perda líquida de ácido. A própria amônia pode se difundir pelos túbulos renais, combinar-se com um íon de hidrogênio e, assim, permitir a excreção de ácido adicional.

Excreção

Íons de amônio são um resíduo tóxico do metabolismo em animais. Em peixes e invertebrados aquáticos, é excretado diretamente na água. Em mamíferos, tubarões e anfíbios, é convertido no ciclo da ureia em ureia, que é menos tóxica e pode ser armazenada de forma mais eficiente. Em aves, répteis e caracóis terrestres, o amônio metabólico é convertido em ácido úrico, que é sólido e pode, portanto, ser excretado com perda mínima de água.

Gamas de referência para testes de sangue, comparando o teor de sangue de amônia (mostrado em amarelo próximo do meio) com outros constituintes

Além da Terra

A amônia ocorre nas atmosferas dos planetas gigantes externos, como Júpiter (0,026% de amônia), Saturno (0,012% de amônia), e nas atmosferas e gelos de Urano e Netuno.

A amônia foi detectada nas atmosferas dos planetas gigantes Júpiter, Saturno, Urano e Netuno, junto com outros gases como metano, hidrogênio e hélio. O interior de Saturno pode incluir cristais de amônia congelados. É encontrado em Deimos e Fobos – as duas luas de Marte.

Espaço interestelar

A amônia foi detectada pela primeira vez no espaço interestelar em 1968, com base em emissões de micro-ondas na direção do núcleo galáctico. Esta foi a primeira molécula poliatômica a ser assim detectada. A sensibilidade da molécula a uma ampla gama de excitações e a facilidade com que pode ser observada em várias regiões fizeram da amônia uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares. 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: NH₃, ¹⁵NH₃, NH₂D, NHD₂ e ND₃. A detecção de amônia triplamente deuterada foi considerada uma surpresa, pois o deutério é relativamente escasso. Acredita-se que as condições de baixa temperatura permitem que essa molécula sobreviva e se acumule.

Desde sua descoberta interestelar, NH₃ provou ser uma ferramenta espectroscópica inestimável no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições sensíveis a uma ampla gama de condições de excitação, NH₃ tem sido amplamente astronomicamente detectado - sua detecção foi relatada em centenas de artigos de periódicos. Listado abaixo está uma amostra de artigos de periódicos que destacam a gama de detectores que têm sido usados para identificar amônia.

O estudo da amônia interestelar tem sido importante para várias áreas de pesquisa nas últimas décadas. Algumas delas são delineadas abaixo e envolvem principalmente o uso de amônia como um termômetro interestelar.

Mecanismos de formação interestelar

A abundância interestelar de amônia foi medida para uma variedade de ambientes. O [NH₃]/[H₂] foi estimada para variar de 10⁻⁷ em pequenas nuvens escuras até 10⁻⁵ no núcleo denso do complexo de nuvens moleculares de Orion. Embora um total de 18 rotas totais de produção tenham sido propostas, o principal mecanismo de formação para interestelar NH₃ é a reação:

Não.₄]⁺ + e^{- Sim.} → NH₃ + H

A taxa constante, k, desta reação depende da temperatura do ambiente, com um valor de 5.2×10^-6 às 10 K. A constante da taxa foi calculada a partir da fórmula k= = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = =um(T/300)B{displaystyle k=a(T/300)^{B}}. Para a reação de formação primária, um= = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = =1.05×10.^-6 e B= −0.47. Assumindo um NH+4 abundância de 3×10^-7 e uma abundância de elétrons de 10^-7 típico de nuvens moleculares, a formação prossegue a uma taxa de 1.6×10.^-9cm^-3S^{- Sim.} em uma nuvem molecular da densidade total 10.⁵cm^-3.

Todas as outras reações de formação propostas têm constantes de velocidade entre 2 e 13 ordens de magnitude menores, tornando sua contribuição para a abundância de amônia relativamente insignificante. Como exemplo da contribuição menor que outras reações de formação desempenham, a reação:

H. H. H.₂ + NH₂ → NH₃ + H

tem uma constante de taxa de 2,2×10⁻¹⁵. Assumindo H₂ densidades de 10⁵ e [NH₂]/[H₂] proporção de 10⁻⁷, esta reação ocorre a uma taxa de 2,2× 10⁻¹², mais de 3 ordens de magnitude mais lenta que a reação primária acima.

Algumas das outras possíveis reações de formação são:

H. H. H.^{- Sim.} - Sim.₄]⁺ → NH₃ + H₂

[PNH]₃]⁺ + e^{- Sim.} → P + NH₃

Mecanismos de destruição interestelar

Há um total de 113 reações propostas que levam à destruição de NH₃. Destes, 39 foram tabulados em tabelas extensas da química entre os compostos C, N e O. Uma revisão da amônia interestelar cita as seguintes reações como os principais mecanismos de dissociação:

NH3 - Sim.3]+ → [NH]4]+ + H2

(1)

NH3 + HCO+ → [NH]4]+ + CO

(2)

com constantes de taxa de 4,39×10⁻⁹ e 2,2×10⁻⁹, respectivamente. As equações acima (1, 2) são executadas a uma taxa de 8,8×10⁻⁹ e 4,4×10⁻¹³, respectivamente. Esses cálculos assumiram as constantes de taxa e abundâncias de [NH₃]/[H₂] = 10⁻⁵, [[ H₃]⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁵, [HCO ⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁹, e densidades totais de n = 10⁵, típico de frio, denso, molecular nuvens. Claramente, entre essas duas reações primárias, a equação (1) é a reação de destruição dominante, com uma taxa ≈10.000 vezes mais rápida que a equação (2). Isso se deve à abundância relativamente alta de [H₃] ⁺.

Detecções de antena única

Observações de rádio de NH₃ do Effelsberg 100-m Radio Telescope revelam que a linha de amônia é separado em dois componentes – uma crista de fundo e um núcleo não resolvido. O plano de fundo corresponde bem aos locais de CO detectados anteriormente. O telescópio Chilbolton de 25 m na Inglaterra detectou assinaturas de rádio de amônia em regiões H II, masers HNH₂O, objetos H-H e outros objetos associados à formação de estrelas. Uma comparação das larguras das linhas de emissão indica que as velocidades turbulentas ou sistemáticas não aumentam nos núcleos centrais das nuvens moleculares.

A radiação de micro-ondas da amônia foi observada em vários objetos galácticos, incluindo W3(OH), Orion A, W43, W51 e cinco fontes no centro galáctico. A alta taxa de detecção indica que esta é uma molécula comum no meio interestelar e que regiões de alta densidade são comuns na galáxia.

Estudos interferométricos

As observações do VLA de NH₃ em sete regiões com fluxos gasosos de alta velocidade revelaram condensações de menos de 0,1 pc em L1551, S140 e Cepheus A. Três condensações individuais foram detectadas em Cepheus A, uma delas com uma forma altamente alongada. Eles podem desempenhar um papel importante na criação do fluxo bipolar na região.

A amônia extragaláctica foi fotografada usando o VLA em IC 342. O gás quente tem temperaturas acima de 70 K, o que foi inferido a partir das razões das linhas de amônia e parece estar intimamente associado às porções mais internas da barra nuclear observadas no CO. NH₃ também foi monitorado pelo VLA em direção a uma amostra de quatro regiões galácticas ultracompactas HII: G9.62+0.19, G10,47+0,03, G29,96-0,02 e G31,41+0,31. Com base nos diagnósticos de temperatura e densidade, conclui-se que, em geral, esses aglomerados são provavelmente os locais de formação de estrelas massivas em uma fase evolutiva inicial antes do desenvolvimento de uma região HII ultracompacta.

Detecções de infravermelho

A absorção a 2,97 micrômetros devido à amônia sólida foi registrada a partir de grãos interestelares no Objeto Becklin-Neugebauer e provavelmente também em NGC 2264-IR. Essa detecção ajudou a explicar a forma física de linhas de absorção de gelo anteriormente mal compreendidas e relacionadas.

Um espectro do disco de Júpiter foi obtido do Kuiper Airborne Observatory, cobrindo a faixa espectral de 100 a 300 cm⁻¹. A análise do espectro fornece informações sobre as propriedades médias globais do gás amônia e uma névoa de gelo de amônia.

Um total de 149 posições de nuvens escuras foram pesquisadas em busca de evidências de "núcleos densos" usando a linha de inversão rotativa (J,K) = (1,1) de NH₃. Em geral, os núcleos não têm formato esférico, com proporções que variam de 1,1 a 4,4. Verificou-se também que os núcleos com estrelas têm linhas mais largas do que os núcleos sem estrelas.

A amônia foi detectada na Nebulosa de Draco e em uma ou possivelmente duas nuvens moleculares, que estão associadas ao cirro infravermelho galáctico de alta latitude. A descoberta é significativa porque eles podem representar os locais de nascimento das estrelas do tipo B de metalicidade da População I no halo galáctico que poderiam ter nascido no disco galáctico.

Observações de nuvens escuras próximas

Ao equilibrar a emissão estimulada com a emissão espontânea, é possível construir uma relação entre a temperatura de excitação e a densidade. Além disso, como os níveis de transição de amônia podem ser aproximados por um sistema de 2 níveis em baixas temperaturas, esse cálculo é bastante simples. Essa premissa pode ser aplicada a nuvens escuras, regiões suspeitas de temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para futuras formações estelares. As detecções de amônia em nuvens escuras mostram linhas muito estreitas - indicativas não apenas de baixas temperaturas, mas também de um baixo nível de turbulência no interior da nuvem. Os cálculos de razão de linha fornecem uma medição da temperatura da nuvem que é independente das 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 10⁴ e 10⁵ cm⁻³ em nuvens escuras. O mapeamento de NH₃ fornece tamanhos típicos de nuvens de 0,1 pc e massas próximas a 1 massa solar. Esses núcleos frios e densos são os locais de futura formação estelar.

Regiões UC HII

As regiões HII ultracompactas estão entre os melhores marcadores de formação estelar de grande massa. O material denso que envolve as regiões UCHII é provavelmente principalmente molecular. Uma vez que um estudo completo da formação massiva de estrelas envolve necessariamente a nuvem a partir da qual a estrela se formou, a amônia é uma ferramenta inestimável para entender esse material molecular circundante. Uma vez que este material molecular pode ser resolvido espacialmente, é possível restringir as fontes de aquecimento/ionização, temperaturas, massas e tamanhos das regiões. Os componentes de velocidade com deslocamento Doppler permitem a separação de regiões distintas de gás molecular que podem traçar fluxos de saída e núcleos quentes originários de estrelas em formação.

Detecção extragaláctica

A amônia foi detectada em galáxias externas e, medindo simultaneamente várias linhas, é possível medir diretamente a temperatura do gás nessas galáxias. As razões de linha implicam que as temperaturas do gás são quentes (≈50 K), originando-se de nuvens densas com tamanhos de dezenas de pc. Esta imagem é consistente com a imagem dentro da nossa galáxia Via Láctea - núcleos moleculares densos e quentes se formam em torno de estrelas recém-formadas incorporadas em nuvens maiores de material molecular na escala de várias centenas de pc (nuvens moleculares gigantes; GMCs).