Amoníaco

El amoníaco es un compuesto inorgánico de nitrógeno e hidrógeno con la fórmula NH₃. Un hidruro binario estable y el hidruro de pnictógeno más simple, el amoníaco es un gas incoloro con un olor acre distintivo. Biológicamente, es un desecho nitrogenado común, particularmente entre los organismos acuáticos, y contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor del 45% de los alimentos y fertilizantes del mundo. Alrededor del 70 % del amoniaco se utiliza para fabricar fertilizantes en diversas formas y composiciones, como la urea y el fosfato diamónico. El amoníaco en forma pura también se aplica directamente al suelo.

El amoníaco, ya sea directa o indirectamente, también es un componente básico para la síntesis de muchos productos farmacéuticos y se usa en muchos productos de limpieza comerciales. Se recoge principalmente por el desplazamiento hacia abajo tanto del aire como del agua.

Aunque es común en la naturaleza, tanto en la Tierra como en los planetas exteriores del Sistema Solar, y tiene un amplio uso, el amoníaco es cáustico y peligroso en su forma concentrada. En muchos países se clasifica como una sustancia extremadamente peligrosa y está sujeta a estrictos requisitos de notificación por parte de las instalaciones que la producen, almacenan o utilizan en cantidades significativas.

La producción industrial mundial de amoníaco en 2018 fue de 175 millones de toneladas, sin cambios significativos en relación con la producción industrial mundial de 175 millones de toneladas en 2013. En 2021, esto fue de 235 millones de toneladas, y se fabricó muy poco dentro de los Estados Unidos. El amoníaco industrial se vende como licor de amoníaco (generalmente 28% de amoníaco en agua) o como amoníaco líquido anhidro presurizado o refrigerado transportado en carros tanque o cilindros.

Por razones fundamentales, la producción de amoníaco a partir de los elementos hidrógeno y nitrógeno es difícil y requiere altas presiones y altas temperaturas. El proceso Haber que permitió la producción industrial se inventó a principios del siglo XX, revolucionando la agricultura.

NH₃ hierve a −33,34 °C (−28,012 °F) a una presión de una atmósfera, por lo que el líquido debe almacenarse a presión o a baja temperatura. El amoníaco doméstico o hidróxido de amonio es una solución de NH₃ en agua. La concentración de tales soluciones se mide en unidades de la escala Baumé (densidad), siendo 26 grados Baumé (alrededor del 30 % de amoníaco en peso a 15,5 °C o 59,9 °F) el producto comercial típico de alta concentración.

Etimología

Plinio, en el Libro XXXI de su Historia Natural, hace referencia a una sal denominada hammoniacum, llamada así por su proximidad al cercano Templo de Júpiter Amón (del griego Ἄμμων Ammon) en la provincia romana de Cirenaica. Sin embargo, la descripción que da Plinio de la sal no se ajusta a las propiedades del cloruro de amonio. Según el comentario de Herbert Hoover en su traducción al inglés de De re metallica de Georgius Agricola, es probable que haya sido sal marina común. En cualquier caso, esa sal dio finalmente su nombre al amoníaco ya los compuestos de amonio. Los visitantes romanos del templo del oráculo de Amón en el oasis de Siwa recolectaron un material cristalino blanco del techo y las paredes causado por varios contaminantes. Esta sal blanca y cristalina se llamaba "sal de Amón" (sal amoniaca). Joseph Priestley notó que cuando esta sal reaccionaba con la cal, se liberaba un vapor al que denominó amoníaco.

Ocurrencia natural

El amoníaco es una sustancia química que se encuentra en pequeñas cantidades en la Tierra y se produce a partir de materia animal y vegetal nitrogenada. El amoníaco y las sales de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, mientras que el cloruro de amonio (sal amoniacal) y el sulfato de amonio se encuentran en distritos volcánicos. Se han encontrado cristales de bicarbonato de amonio en el guano patagónico.

El amoníaco también se encuentra en todo el Sistema Solar en Marte, Júpiter, Saturno, Urano, Neptuno y Plutón, entre otros lugares: en cuerpos helados más pequeños como Plutón, el amoníaco puede actuar como un anticongelante geológicamente importante, como una mezcla de agua y amoníaco puede tener un punto de fusión tan bajo como -100 °C (-148 °F; 173 K) si la concentración de amoníaco es lo suficientemente alta y, por lo tanto, permite que dichos cuerpos retengan los océanos internos y la geología activa a una temperatura mucho más baja que sería posible con agua sola. Las sustancias que contienen amoníaco, o aquellas que son similares a él, se denominan amoniacales.

Propiedades

El amoníaco es un gas incoloro con un olor acre característico. Es más ligero que el aire, su densidad es 0,589 veces la del aire. Se licua fácilmente debido a los fuertes enlaces de hidrógeno entre las moléculas. El amoníaco gaseoso se convierte en un líquido incoloro que hierve a -33,1 °C (-27,58 °F) y se congela en cristales incoloros a -77,7 °C (-107,86 °F). Hay pocos datos disponibles a temperaturas y presiones muy altas, como las condiciones supercríticas.

Sólida

La simetría del cristal es cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2₁3 No.198, constante de red 0.5125 nm.

Líquida

El amoníaco líquido posee fuertes poderes ionizantes que reflejan su alto ε de 22. El amoníaco líquido tiene un cambio de entalpía estándar muy alto de vaporización (23,35 kJ/mol, en comparación, agua 40,65 kJ/mol, metano 8,19 kJ/mol, fosfina 14,6 kJ /mol) y, por lo tanto, puede usarse en laboratorios en recipientes no aislados sin refrigeración adicional. Véase amoníaco líquido como disolvente.

Propiedades del disolvente

El amoníaco se disuelve fácilmente en agua. En solución acuosa, puede ser expulsado por ebullición. La solución acuosa de amoníaco es básica. La concentración máxima de amoníaco en agua (una solución saturada) tiene una densidad de 0,880 g/cm³ y suele conocerse como '.880 amoníaco'.

Combustión

El amoníaco no se quema fácilmente ni sostiene la combustión, excepto en mezclas estrechas de combustible y aire de 15 a 25 % de aire. Cuando se mezcla con oxígeno, arde con una llama verde amarillenta pálida. La ignición ocurre cuando el cloro pasa al amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno; si el cloro está presente en exceso, entonces también se forma el tricloruro de nitrógeno altamente explosivo (NCl₃).

Descomposición

A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado o en un recipiente presurizado con volumen constante y alta temperatura (por ejemplo, 1100 °C (2010 °F)), el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. La descomposición del amoníaco es un proceso ligeramente endotérmico que requiere 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol) de amoníaco y produce hidrógeno y gas nitrógeno. El amoníaco también se puede utilizar como fuente de hidrógeno para pilas de combustible ácido si se puede eliminar el amoníaco que no ha reaccionado. Se encontró que los catalizadores de rutenio y platino eran los más activos, mientras que los catalizadores de Ni soportados eran menos activos.

Tabla de propiedades térmicas y físicas del amoníaco líquido saturado:

Tabla de propiedades térmicas y físicas del amoníaco (NH₃) a presión atmosférica:

Estructura

La molécula de amoníaco tiene una forma piramidal trigonal según lo predicho por la teoría de repulsión del par de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) con un ángulo de enlace determinado experimentalmente de 106,7°. 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 enlace, lo que deja un solo par de electrones. El par solitario se repele con más fuerza que los pares de enlace, por lo que el ángulo de enlace no es de 109,5°, como se esperaba para una disposición tetraédrica regular, sino de 106,8°. Esta forma le da a la molécula un momento dipolar y la hace polar. La polaridad de la molécula y, especialmente, su capacidad para formar enlaces de hidrógeno, hace que el amoníaco sea altamente miscible con agua. El par solitario convierte al amoníaco en una base, un aceptor de protones. El amoníaco es moderadamente básico; una solución acuosa 1,0 M tiene un pH de 11,6, y si se agrega un ácido fuerte a dicha solución hasta que la solución sea neutra (pH = 7), el 99,4% de las moléculas de amoníaco se protonan. La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de amonio [NH₄] ⁺. Este último tiene forma de tetraedro regular y es isoelectrónico con el metano.

La molécula de amoníaco se somete fácilmente a la inversión de nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es un paraguas que se da la vuelta con un fuerte viento. La barrera de energía para esta inversión es de 24,7 kJ/mol, y la frecuencia de resonancia es de 23,79 GHz, correspondiente a una radiación de microondas de una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción a esta frecuencia fue el primer espectro de microondas que se observó y se utilizó en el primer máser.

Anfotericidad

Una de las propiedades más características del amoníaco es su basicidad. El amoníaco se considera una base débil. Se combina con ácidos para formar sales de amonio; así con ácido clorhídrico forma cloruro de amonio (sal amoniacal); con ácido nítrico, nitrato de amonio, etc. El gas de amoníaco perfectamente seco no se combinará con el gas de cloruro de hidrógeno perfectamente seco; la humedad es necesaria para llevar a cabo la reacción.

Como experimento de demostración bajo el aire con humedad ambiental, las botellas abiertas de soluciones concentradas de amoníaco y ácido clorhídrico producen una nube de cloruro de amonio, que parece surgir "de la nada" a medida que se forma el aerosol de sal donde las dos nubes de reactivos que se difunden se encuentran entre las dos botellas.

NH₃ + HCl → [NH₄]Cl

Las sales producidas por la acción del amoníaco sobre los ácidos se conocen como sales de amonio y todas contienen el ion amonio ([NH₄ ]⁺).

Aunque el amoníaco es bien conocido como una base débil, también puede actuar como un ácido extremadamente débil. Es una sustancia prótica y es capaz de formar amidas (que contienen el NH−2 ión). Por ejemplo, el litio se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución azul (electrón solvatado) de amida de litio:

2 Li + 2 NH₃ → 2 LiNH₂ + H₂

Autodisociación

Al igual que el agua, el amoníaco líquido se somete a una autoionización molecular para formar sus conjugados ácido y base:

2 NH₃ ⇌ NH+4 + NH−2

El amoníaco a menudo funciona como una base débil, por lo que tiene cierta capacidad de amortiguación. Los cambios en el pH causarán más o menos cationes de amonio (NH+4) y aniones amida (NH−2 ) para estar presente en la solución. A presión y temperatura estándar,

K = [NH+4[NH]−2] = 10⁻³⁰.

Combustión

La combustión de amoníaco para formar nitrógeno y agua es exotérmica:

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

El cambio de entalpía estándar de combustión, ΔH°_c, expresado por mol de amoníaco y con condensación del agua formada, es −382,81 kJ/mol. El dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión: todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto a N₂ y O₂, que es el principio detrás del convertidor catalítico. Los óxidos de nitrógeno se pueden formar como productos cinéticos en presencia de catalizadores apropiados, una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico:

4 NH₃ + 5 O₂ → 4 NO + 6 H₂O

Una reacción posterior conduce a NO₂:

2 NO + O₂ → 2 NO₂

La combustión de amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (como gasa de platino u óxido de cromo (III) tibio), debido al calor de combustión relativamente bajo, una velocidad de combustión laminar más baja, alta auto- temperatura de ignición, alto calor de vaporización y un estrecho rango de inflamabilidad. Sin embargo, estudios recientes han demostrado que se puede lograr una combustión eficiente y estable de amoníaco utilizando cámaras de combustión de remolino, reavivando así el interés de la investigación en el amoníaco como combustible para la producción de energía térmica. El rango de inflamabilidad del amoníaco en aire seco es de 15,15 a 27,35 % y en aire con una humedad relativa del 100 % es de 15,95 a 26,55 %. Para estudiar la cinética de la combustión de amoníaco, se requiere el conocimiento de un mecanismo de reacción confiable y detallado, pero ha sido un desafío obtenerlo.

Formación de otros compuestos

El amoníaco es un precursor directo o indirecto de la mayoría de los compuestos que contienen nitrógeno fabricados.

En química orgánica, el amoníaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución. Las aminas se pueden formar por reacción de amoníaco con haluros de alquilo o con alcoholes. El grupo −NH₂ resultante también es nucleófilo, por lo que a menudo se forman aminas secundarias y terciarias. Cuando no se desea tal sustitución múltiple, un exceso de amoníaco ayuda a minimizarla. Por ejemplo, la metilamina se prepara por reacción de amoníaco con clorometano o con metanol. En ambos casos, se coproducen dimetilamina y trimetilamina. La etanolamina se prepara mediante una reacción de apertura de anillo con óxido de etileno, y cuando se permite que la reacción continúe, se producen dietanolamina y trietanolamina. La reacción de amoníaco con ácido 2-bromopropanoico se ha utilizado para preparar alanina racémica con un rendimiento del 70%.

Las amidas se pueden preparar mediante la reacción de amoníaco con derivados de ácido carboxílico. Por ejemplo, el amoníaco reacciona con el ácido fórmico (HCOOH) para producir formamida (HCONH₂) cuando se calienta. Los cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoníaco debe estar presente en un exceso de al menos el doble para neutralizar el cloruro de hidrógeno formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales de amonio de los ácidos carboxílicos se pueden deshidratar a amidas calentándolas a 150-200 °C, siempre que no haya grupos térmicamente sensibles presentes.

El hidrógeno en el amoníaco es susceptible de ser reemplazado por una miríada de sustituyentes. Cuando el gas de amoníaco seco se calienta con sodio metálico, se convierte en sodamida, NaNH₂. Con cloro, se forma monocloramina.

El amoníaco pentavalente se conoce como λ⁵-amina o, más comúnmente, hidruro de amonio [NH₄ ]⁺H⁻. Este sólido cristalino solo es estable a alta presión y se descompone nuevamente en amoníaco trivalente (λ³-amina) e hidrógeno gaseoso en condiciones normales. Esta sustancia se investigó una vez como posible combustible sólido para cohetes en 1966.

Amoníaco como ligando

Modelo de bola y palo de la cación de diamminesilver(I), [Ag(NH)₃)₂]⁺

Modelo de bola y palillo de la cación de tetraamminediaquacopper(II), [Cu(NH)₃)₄(H₂O)₂]²⁺

El amoníaco puede actuar como ligando en complejos de metales de transición. Es un donante σ puro, en el medio de la serie espectroquímica, y muestra un comportamiento intermedio duro-blando (ver también el modelo ECW). Su fuerza donante relativa hacia una serie de ácidos, frente a otras bases de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos C-B. Por razones históricas, el amoníaco se denomina ammina en la nomenclatura de los compuestos de coordinación. Algunos complejos de amina notables incluyen tetraamminediaquacopper (II) ([Cu(NH₃)₄(H₂O)₂] ²⁺), un complejo azul oscuro formado al agregar amoníaco a una solución de sales de cobre (II). El hidróxido de tetraamminediaquacopper (II) se conoce como reactivo de Schweizer y tiene la notable capacidad de disolver la celulosa. Diamminesilver(I) ([Ag(NH₃)₂]⁺) es la especie activa en Tollens' reactivo. La formación de este complejo también puede ayudar a distinguir entre los precipitados de los diferentes haluros de plata: el cloruro de plata (AgCl) es soluble en solución de amoníaco diluido (2 M), el bromuro de plata (AgBr) solo es soluble en solución de amoníaco concentrado, mientras que el yoduro de plata (AgI) es insoluble en amoníaco acuoso.

Los complejos de amina de cromo (III) se conocieron a fines del siglo XIX y formaron la base de la revolucionaria teoría de Alfred Werner sobre la estructura de los compuestos de coordinación. Werner notó solo dos isómeros (fac- y mer-) del complejo [CrCl₃(NH₃)₃] podría formarse, y concluyó que los ligandos deben disponerse alrededor del ion metálico en los vértices de un octaedro. Desde entonces, esta propuesta ha sido confirmada por cristalografía de rayos X.

Un ligando de amina unido a un ion metálico es notablemente más ácido que una molécula de amoníaco libre, aunque la desprotonación en solución acuosa sigue siendo rara. Un ejemplo es la reacción del cloruro de mercurio (II) con amoníaco (reacción de Calomel) donde el amidocloruro de mercurio resultante es altamente insoluble.

HgCl₂ + 2 NH₃ → HgCl(NH₂) + [NH4]Cl

El amoníaco forma aductos 1:1 con una variedad de ácidos de Lewis como I2, fenol y Al(CH3)3. El amoníaco es una base dura (teoría HSAB) y su E & Los parámetros C son E_B = 2.31 y C_B = 2.04. Su fuerza donante relativa hacia una serie de ácidos, frente a otras bases de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos C-B.

Detección y determinación

Amoníaco en solución

El amoníaco y las sales de amonio se pueden detectar fácilmente, en trazas muy pequeñas, mediante la adición de la solución de Nessler, que da una coloración amarilla distintiva en presencia de la más mínima traza de amoníaco o sales de amonio. La cantidad de amoníaco en las sales de amonio se puede estimar cuantitativamente por destilación de las sales con sodio (NaOH) o hidróxido de potasio (KOH), el amoníaco desprendido se absorbe en un volumen conocido de ácido sulfúrico estándar y el exceso de ácido luego se determina volumétricamente; o el amoníaco puede absorberse en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio así formado precipitar como hexacloroplatinato de amonio, [NH₄]₂[PtCl₆].

Amoníaco gaseoso

Las barras de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en los sistemas de refrigeración industrial con amoníaco. Pueden detectarse cantidades mayores calentando las sales con un álcali cáustico o con cal viva, cuando el olor característico del amoníaco será evidente de inmediato. El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite de exposición permisible es de 25 ppm y letal por encima de 500 ppm. Los detectores convencionales difícilmente detectan concentraciones más altas, el tipo de detector se elige de acuerdo con la sensibilidad requerida (por ejemplo, semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones de hasta 12,5% en volumen.

Nitrógeno amoniacal (NH3-N)

El nitrógeno amoniacal (NH₃-N) es una medida comúnmente utilizada para probar la cantidad de iones de amonio, derivados naturalmente del amoníaco y devueltos al amoníaco a través de procesos orgánicos, en agua o líquidos residuales. Es una medida utilizada principalmente para cuantificar valores en sistemas de tratamiento de aguas residuales y purificación de agua, así como una medida de la salud de las reservas de agua naturales y artificiales. Se mide en unidades de mg/L (miligramo por litro).

Historia

Jabir ibn Hayyan

Este reactor de alta presión fue construido en 1921 por BASF en Ludwigshafen y fue re-erectado en los locales de la Universidad de Karlsruhe en Alemania.

El antiguo historiador griego Heródoto mencionó que había afloramientos de sal en un área de Libia que estaba habitada por un pueblo llamado "Amonios" (ahora: el oasis de Siwa en el noroeste de Egipto, donde todavía existen lagos salados). El geógrafo griego Estrabón también mencionó la sal de esta región. Sin embargo, los antiguos autores Dioscórides, Apicius, Arrian, Synesius y Aëtius of Amida describieron esta sal como formando cristales transparentes que podrían usarse para cocinar y que eran esencialmente sal de roca. Hammoniacus sal aparece en los escritos de Plinio, aunque no se sabe si el término es idéntico al más moderno sal ammoniac (cloruro de amonio).

La fermentación de la orina por bacterias produce una solución de amoníaco; por lo tanto, la orina fermentada se usaba en la Antigüedad clásica para lavar telas y ropa, para quitar el pelo de las pieles en preparación para el curtido, para servir como mordiente en la tela teñida y para quitar el óxido del hierro. También fue utilizado por los antiguos dentistas para lavar los dientes.

En forma de sal amoniacal (نشادر, nushadir), el amoníaco era importante para los alquimistas musulmanes. Fue mencionado en el Libro de las Piedras, probablemente escrito en el siglo IX y atribuido a Jābir ibn Hayyān. También fue importante para los alquimistas europeos del siglo XIII, siendo mencionado por Albertus Magnus. También fue utilizado por los tintoreros en la Edad Media en forma de orina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo XV, Basilius Valentinus demostró que se podía obtener amoníaco por la acción de los álcalis sobre la sal amoniacal. En un período posterior, cuando la sal amoniacal se obtenía destilando las pezuñas y los cuernos de los bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico, el nombre "espíritu de cuerno de ciervo" se aplicó al amoníaco.

El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Black en 1756 al hacer reaccionar sal amoníaco (cloruro de amonio) con magnesia calcinada (óxido de magnesio). Fue aislado nuevamente por Peter Woulfe en 1767, por Carl Wilhelm Scheele en 1770 y por Joseph Priestley en 1773 y fue denominado por él "aire alcalino". Once años después, en 1785, Claude Louis Berthollet comprobó su composición.

El proceso de Haber-Bosch para producir amoníaco a partir del nitrógeno del aire fue desarrollado por Fritz Haber y Carl Bosch en 1909 y patentado en 1910. Se utilizó por primera vez a escala industrial en Alemania durante la Primera Guerra Mundial, después de que los aliados bloqueo que cortó el suministro de nitratos desde Chile. El amoníaco se utilizó para producir explosivos para sostener los esfuerzos de guerra.

Antes de la disponibilidad del gas natural, el hidrógeno como precursor de la producción de amoníaco se producía mediante la electrólisis del agua o mediante el proceso de cloro-álcali.

Con el advenimiento de la industria del acero en el siglo XX, el amoníaco se convirtió en un subproducto de la producción de carbón coquizable.

Aplicaciones

Disolvente

El amoníaco líquido es el disolvente ionizante no acuoso más conocido y estudiado. Su propiedad más conspicua es su capacidad para disolver metales alcalinos para formar soluciones conductoras de electricidad altamente coloreadas que contienen electrones solvatados. Además de estas notables soluciones, gran parte de la química del amoníaco líquido se puede clasificar por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas. La comparación de las propiedades físicas de NH₃ con las del agua muestra NH₃ tiene el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, la viscosidad, la constante dieléctrica y la conductividad eléctrica más bajos; esto se debe, al menos en parte, a los enlaces de hidrógeno más débiles en NH₃ y a que dichos enlaces no pueden formarse redes reticuladas, ya que cada molécula de NH₃ tiene solo un par solitario de electrones en comparación con dos para cada molécula de H₂O. La constante de autodisociación iónica del líquido NH₃ a −50 °C es de aproximadamente 10 ⁻³³.

Un tren que transporta Anhydrous Ammonía.

Solubilidad de las sales

El amoníaco líquido es un solvente ionizante, aunque menos que el agua, y disuelve una variedad de compuestos iónicos, incluidos muchos nitratos, nitritos, cianuros, tiocianatos, complejos de ciclopentadienilo metálico y bis(trimetilsilil)amidas metálicas. La mayoría de las sales de amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones líquidas de amoníaco. La solubilidad de las sales de haluros aumenta de fluoruro a yoduro. Una solución saturada de nitrato de amonio (solución de Divers, llamada así por Edward Divers) contiene 0,83 mol de soluto por mol de amoníaco y tiene una presión de vapor inferior a 1 bar incluso a 25 °C (77 °F).

Soluciones de metales

El amoníaco líquido disolverá todos los metales alcalinos y otros metales electropositivos como Ca, Sr, Ba, Eu e Yb (también Mg mediante un proceso electrolítico). A bajas concentraciones (<0,06 mol/L), se forman soluciones de color azul intenso: contienen cationes metálicos y electrones solvatados, electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.

Estas soluciones son muy útiles como agentes reductores fuertes. En concentraciones más altas, las soluciones tienen apariencia metálica y conductividad eléctrica. A bajas temperaturas, los dos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles.

Propiedades redox del amoníaco líquido

El rango de estabilidad termodinámica de las soluciones líquidas de amoníaco es muy estrecho, ya que el potencial de oxidación a dinitrógeno, E° (N₂ + 6 NH+4 + 6 e⁻ ⇌ 8 NH₃), es solo +0.04 V. En la práctica, tanto la oxidación a dinitrógeno como la reducción a dihidrógeno son lento. Esto es particularmente cierto en el caso de las soluciones reductoras: las soluciones de los metales alcalinos mencionados anteriormente son estables durante varios días y se descomponen lentamente en amida metálica y dihidrógeno. La mayoría de los estudios que involucran soluciones líquidas de amoníaco se realizan en condiciones reductoras; aunque la oxidación del amoníaco líquido suele ser lenta, todavía existe el riesgo de explosión, especialmente si hay iones de metales de transición presentes como posibles catalizadores.

Botella de amoníaco líquido

Abono

En los EE. UU. a partir de 2019, aproximadamente el 88 % del amoníaco se usó como fertilizante, ya sea como sus sales, soluciones o de forma anhidra. Cuando se aplica al suelo, ayuda a aumentar el rendimiento de cultivos como el maíz y el trigo. El 30% del nitrógeno agrícola aplicado en los EE. UU. es en forma de amoníaco anhidro y en todo el mundo se aplican 110 millones de toneladas cada año.

Precursora 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 se derivan del amoníaco. Un derivado importante es el ácido nítrico. Este material clave se genera mediante el proceso de Ostwald mediante la oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino a 700–850 °C (1292–1562 °F), ≈9 atm. El óxido nítrico es un intermediario en esta conversión:

NH₃ + 2 O₂ → HNO₃ + H₂O

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

El amoníaco también se usa para fabricar los siguientes compuestos:

• Hidrazina, en el proceso Olin Raschig y el proceso de peróxido
• cianuro de hidrógeno, en el proceso BMA y el proceso de Andrussow
• Carbonato de hidroxilamina y amonio, en el proceso de Raschig
• Phenol, en el proceso de Raschig-Hooker
• Urea, en el proceso Bosch-Meiser urea y en la síntesis Wöhler
• Aminoácidos, usando síntesis de aminoácidos Strecker
• Acrylonitrile, en el proceso de Sohio

El amoníaco también se puede usar para formar compuestos en reacciones que no se nombran específicamente. Los ejemplos de tales compuestos incluyen: perclorato de amonio, nitrato de amonio, formamida, tetróxido de dinitrógeno, alprazolam, etanolamina, carbamato de etilo, hexametilentetramina y bicarbonato de amonio.

Agente de limpieza

Amoníaco casero

El "amoníaco" (más correctamente llamado hidróxido de amonio) es una solución de NH3 en agua y se utiliza como limpiador de uso general para muchas superficies. Debido a que el amoníaco da como resultado un brillo relativamente sin vetas, uno de sus usos más comunes es para limpiar vidrio, porcelana y acero inoxidable. También se usa con frecuencia para limpiar hornos y remojar artículos para aflojar la suciedad adherida. El amoníaco doméstico varía en concentración por peso de 5 a 10% de amoníaco. Los fabricantes de productos de limpieza de los Estados Unidos deben proporcionar la hoja de datos de seguridad del material del producto que enumera la concentración utilizada.

Las soluciones de amoníaco (5 a 10 % en peso) se utilizan como limpiadores domésticos, en particular para el vidrio. Estas soluciones son irritantes para los ojos y las mucosas (vías respiratorias y digestivas) y, en menor medida, para la piel. Los expertos aconsejan tener precaución para asegurarse de que la sustancia no se mezcle con ningún líquido que contenga lejía, debido al peligro de gases tóxicos. La mezcla con productos que contienen cloro u oxidantes fuertes, como la lejía doméstica, puede generar cloraminas.

Los expertos también advierten que no se deben usar limpiadores a base de amoníaco (como limpiadores de vidrios o ventanas) en las pantallas táctiles de los automóviles, debido al riesgo de dañar los revestimientos antirreflejo y antihuellas de la pantalla.

Fermentación

Las soluciones de amoniaco que oscilan entre el 16 % y el 25 % se utilizan en la industria de la fermentación como fuente de nitrógeno para los microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación.

Agente antimicrobiano para productos alimenticios

Ya en 1895, se sabía que el amoníaco era "fuertemente antiséptico... requiere 1,4 gramos por litro para conservar el té de res (caldo)." En un estudio, el amoníaco anhidro destruyó el 99,999 % de las bacterias zoonóticas en 3 tipos de alimentos para animales, pero no en el ensilaje. Actualmente, el amoníaco anhidro se usa comercialmente para reducir o eliminar la contaminación microbiana de la carne de res. La carne de res magra de textura fina (popularmente conocida como "baba rosada") en la industria de la carne de res está hecha de recortes grasos de carne de res (c. 50–70 % de grasa) mediante la eliminación de la grasa mediante calor y centrifugación, y luego se trata con amoníaco para matar E. coli. El proceso fue considerado efectivo y seguro por el Departamento de Agricultura de los EE. UU. con base en un estudio que encontró que el tratamiento reduce la E. coli a niveles indetectables. Ha habido preocupaciones de seguridad sobre el proceso, así como quejas de los consumidores sobre el sabor y el olor de la carne de res tratada con amoníaco.

Combustible

Amoniacal Gas Engine Streetcar en Nueva Orleans dibujado por Alfred Waud en 1871.

El avión X-15 utilizó amoníaco como un componente de combustible de su motor de cohetes

La densidad de energía bruta del amoníaco líquido es de 11,5 MJ/L, que es aproximadamente un tercio de la del diésel. Existe la oportunidad de volver a convertir el amoníaco en hidrógeno, donde se puede usar para alimentar celdas de combustible de hidrógeno, o se puede usar directamente dentro de celdas de combustible de amoníaco directo de óxido sólido de alta temperatura para proporcionar fuentes de energía eficientes que no emiten gases de efecto invernadero.

Es posible la conversión de amoníaco en hidrógeno a través del proceso de amida de sodio, ya sea para combustión o como combustible para una celda de combustible de membrana de intercambio de protones. Otro método es la descomposición catalítica del amoníaco utilizando catalizadores sólidos. La conversión a hidrógeno permitiría el almacenamiento de hidrógeno en casi un 18 % en peso en comparación con el ≈5 % del hidrógeno gaseoso bajo presión.

Se han propuesto y ocasionalmente se han utilizado motores de amoníaco o motores de amoníaco que utilizan amoníaco como fluido de trabajo. El principio es similar al utilizado en una locomotora sin fuego, pero con amoníaco como fluido de trabajo, en lugar de vapor o aire comprimido. Los motores de amoníaco se utilizaron de forma experimental en el siglo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y la línea de tranvías de St. Charles Avenue en Nueva Orleans en las décadas de 1870 y 1880, y durante la Segunda Guerra Mundial se utilizó amoníaco para impulsar autobuses en Bélgica.

A veces se propone el amoníaco como una alternativa práctica al combustible fósil para los motores de combustión interna.

Su alto octanaje de 120 y baja temperatura de llama permite el uso de altas relaciones de compresión sin una penalización de alto NO _x producción. Dado que el amoníaco no contiene carbono, su combustión no puede producir dióxido de carbono, monóxido de carbono, hidrocarburos ni hollín.

La producción de amoníaco genera actualmente el 1,8 % de las emisiones globales de CO₂. "Amoníaco verde" es el amoníaco producido mediante el uso de hidrógeno verde (hidrógeno producido por electrólisis), mientras que el "amoníaco azul" es amoníaco producido usando hidrógeno azul (hidrógeno producido por reformado de metano con vapor donde el dióxido de carbono ha sido capturado y almacenado).

Sin embargo, el amoníaco no se puede usar fácilmente en los motores de ciclo Otto existentes debido a su rango de inflamabilidad muy estrecho. La represa Rjukan de 60 MW en Telemark, Noruega, produjo amoníaco durante muchos años desde 1913, proporcionando fertilizantes para gran parte de Europa. A pesar de esto, se han realizado varias pruebas.

En comparación con el hidrógeno como combustible, el amoníaco es mucho más eficiente desde el punto de vista energético y podría producirse, almacenarse y entregarse a un costo mucho menor que el hidrógeno, que debe mantenerse comprimido o como líquido criogénico.

Los motores de los cohetes también han sido alimentados con amoníaco. El motor de cohete Reaction Motors XLR99 que propulsaba el avión de investigación hipersónico X-15 utilizaba amoníaco líquido. Aunque no es tan potente como otros combustibles, no dejó hollín en el motor del cohete reutilizable y su densidad coincide aproximadamente con la densidad del oxidante, el oxígeno líquido, lo que simplificó el diseño de la aeronave.

A principios de agosto de 2018, científicos de la Organización de Investigación Científica e Industrial de la Commonwealth (CSIRO) de Australia anunciaron el éxito del desarrollo de un proceso para liberar hidrógeno del amoníaco y recolectarlo con una pureza ultra alta como combustible para automóviles. Esto utiliza una membrana especial. Dos vehículos de pila de combustible de demostración cuentan con la tecnología, un Hyundai Nexo y un Toyota Mirai.

En 2020, Arabia Saudita envió 40 toneladas métricas de "amoníaco azul" a Japón para su uso como combustible. Fue producido como subproducto por industrias petroquímicas y puede quemarse sin emitir gases de efecto invernadero. Su densidad de energía por volumen es casi el doble que la del hidrógeno líquido. Si el proceso de creación se puede ampliar a través de recursos puramente renovables, produciendo amoníaco verde, podría marcar una gran diferencia para evitar el cambio climático. La empresa ACWA Power y la ciudad de Neom han anunciado la construcción de una planta verde de hidrógeno y amoníaco en 2020.

El amoníaco verde se considera un combustible potencial para futuros buques portacontenedores. En 2020, las empresas DSME y MAN Energy Solutions anunciaron la construcción de un barco a base de amoníaco, DSME planea comercializarlo para 2025. También se está explorando el uso de amoníaco como combustible alternativo potencial para motores a reacción de aviones.

Japón tiene la intención de implementar un plan para desarrollar tecnología de combustión conjunta de amoníaco que pueda aumentar el uso de amoníaco en la generación de energía, como parte de los esfuerzos para ayudar a las empresas de servicios públicos nacionales y asiáticas a acelerar su transición hacia la neutralidad de carbono. En octubre de 2021 se llevó a cabo la primera Conferencia Internacional sobre Amoníaco Combustible (ICFA2021).

En junio de 2022, IHI Corporation logró reducir los gases de efecto invernadero en más del 99 % durante la combustión de amoníaco líquido en una turbina de gas de clase de 2000 kilovatios, logrando una generación de energía verdaderamente libre de CO₂. En julio de 2022, las naciones cuádruples de Japón, EE. UU., Australia e India acordaron promover el desarrollo tecnológico para el hidrógeno y el amoníaco de combustión limpia como combustibles en la primera reunión de energía del grupo de seguridad. Sin embargo, a partir de 2022, se producirán cantidades significativas de NOx. El óxido nitroso también puede ser un problema.

Otro

Remediación de emisiones gaseosas

El amoníaco se usa para eliminar el SO₂ de la quema de combustibles fósiles y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para su uso como fertilizante. El amoníaco neutraliza el óxido de nitrógeno (NO_x) contaminantes emitidos por los motores diésel. Esta tecnología, llamada SCR (reducción catalítica selectiva), se basa en un catalizador basado en vanadia.

Se puede usar amoníaco para mitigar los derrames gaseosos de fosgeno.

Como portador de hidrógeno

Debido a sus atributos, al ser líquido a temperatura ambiente bajo su propia presión de vapor y tener una alta densidad de energía volumétrica y gravimétrica, el amoníaco se considera un vehículo adecuado para el hidrógeno y puede ser más económico que el transporte directo de hidrógeno líquido.

Refrigeración – R717

Debido a las propiedades de vaporización del amoníaco, es un refrigerante útil. Se usaba comúnmente antes de la popularización de los clorofluorocarbonos (freones). El amoníaco anhidro se usa ampliamente en aplicaciones de refrigeración industrial y pistas de hockey debido a su alta eficiencia energética y bajo costo. Tiene la desventaja de la toxicidad y requiere componentes resistentes a la corrosión, lo que restringe su uso doméstico y de pequeña escala. Junto con su uso en la refrigeración moderna por compresión de vapor, se utiliza en una mezcla junto con hidrógeno y agua en refrigeradores de absorción. El ciclo de Kalina, que tiene una importancia creciente para las plantas de energía geotérmica, depende del amplio rango de ebullición de la mezcla de amoníaco y agua. El refrigerante de amoníaco también se usa en el radiador S1 a bordo de la Estación Espacial Internacional en dos circuitos que se usan para regular la temperatura interna y permitir experimentos dependientes de la temperatura.

La importancia potencial del amoníaco como refrigerante ha aumentado con el descubrimiento de que los CFC y HFC ventilados son gases de efecto invernadero extremadamente potentes y estables.

Estimulante

Signo anti-meth en tanque de amoníaco anhídrico, Otley, Iowa. El amoníaco anhydroso es un fertilizante de granja común que también es un ingrediente crítico en la fabricación de metanfetamina. En 2005, Iowa utilizó dinero para proporcionar miles de cerraduras para evitar que los criminales obtengan acceso a los tanques.

El amoníaco, como vapor liberado por las sales aromáticas, ha encontrado un uso significativo como estimulante respiratorio. El amoníaco se usa comúnmente en la fabricación ilegal de metanfetamina a través de una reducción de Birch. El método Birch para producir metanfetamina es peligroso porque el metal alcalino y el amoníaco líquido son extremadamente reactivos, y la temperatura del amoníaco líquido lo hace susceptible a una ebullición explosiva cuando se agregan los reactivos.

Textil

El amoníaco líquido se usa para el tratamiento de materiales de algodón, dándoles propiedades como la mercerización, usando álcalis. En particular, se utiliza para el prelavado de lana.

Gas de elevación

A temperatura y presión estándar, el amoníaco es menos denso que la atmósfera y tiene aproximadamente del 45 al 48 % del poder de elevación del hidrógeno o el helio. El amoníaco se ha utilizado a veces para inflar globos como gas de elevación. Debido a su punto de ebullición relativamente alto (en comparación con el helio y el hidrógeno), el amoníaco podría potencialmente refrigerarse y licuarse a bordo de un dirigible para reducir la sustentación y agregar lastre (y devolverse a gas para agregar sustentación y reducir lastre).

Echar humo

Se ha utilizado amoníaco para oscurecer el roble blanco aserrado en cuartos en Arts & Artesanía y muebles estilo Misión. Los vapores de amoníaco reaccionan con los taninos naturales de la madera y hacen que cambie de color.

Seguridad

El gasoducto de amoníaco más largo del mundo (aproximadamente 2400 km de largo), que va desde la planta de TogliattiAzot en Rusia a Odessa en Ucrania

La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional (OSHA) de EE. UU. ha establecido un límite de exposición de 15 minutos para el amoníaco gaseoso de 35 ppm por volumen en el aire ambiental y un límite de exposición de 8 horas de 25 ppm por volumen. El Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH, por sus siglas en inglés) redujo recientemente el IDLH (Inmediatamente Peligroso para la Vida y la Salud, el nivel al que un trabajador saludable puede estar expuesto durante 30 minutos sin sufrir efectos irreversibles en la salud) de 500 a 300 según datos más recientes. interpretaciones conservadoras de la investigación original en 1943. Otras organizaciones tienen diferentes niveles de exposición. Normas de la Marina de los EE. UU. [U.S. Bureau of Ships 1962] concentraciones máximas permitidas (MAC): para exposición continua (60 días) es de 25 ppm; para una exposición de 1 hora es de 400 ppm. El vapor de amoníaco tiene un olor fuerte, irritante y acre que actúa como una advertencia de exposición potencialmente peligrosa. El umbral de olor medio es de 5 ppm, muy por debajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy altas de amoníaco gaseoso puede provocar daño pulmonar y la muerte. El amoníaco está regulado en los Estados Unidos como un gas no inflamable, pero cumple con la definición de material tóxico por inhalación y requiere un permiso de seguridad peligroso cuando se transporta en cantidades superiores a 13 248 L (3500 galones).

El amoníaco líquido es peligroso porque es higroscópico y porque puede causar quemaduras cáusticas. Consulte Gaseros § Efectos sobre la salud de cargas específicas transportadas en gaseros para obtener más información.

Toxicidad

La toxicidad de las soluciones de amoníaco no suele causar problemas a los humanos ni a otros mamíferos, ya que existe un mecanismo específico para evitar su acumulación en el torrente sanguíneo. El amoníaco se convierte en carbamoil fosfato mediante la enzima carbamoil fosfato sintetasa y luego ingresa al ciclo de la urea para incorporarse a los aminoácidos o excretarse en la orina. Los peces y los anfibios carecen de este mecanismo, ya que normalmente pueden eliminar el amoníaco de sus cuerpos por excreción directa. El amoníaco, incluso en concentraciones diluidas, es altamente tóxico para los animales acuáticos, por lo que se clasifica como peligroso para el medio ambiente. El amoníaco atmosférico juega un papel clave en la formación de partículas finas.

El amoníaco es un componente del humo del tabaco.

Aguas residuales de coquización

El amoníaco está presente en las corrientes de aguas residuales de coque, como subproducto líquido de la producción de coque a partir del carbón. En algunos casos, el amoníaco se vierte al medio marino donde actúa como contaminante. La acería de Whyalla en el sur de Australia es un ejemplo de una instalación de producción de coque que descarga amoníaco en las aguas marinas.

Acuicultura

Se cree que la toxicidad del amoníaco es una causa de pérdidas inexplicables en los criaderos de peces. El exceso de amoníaco puede acumularse y causar alteración del metabolismo o aumentos en el pH corporal del organismo expuesto. La tolerancia varía entre las especies de peces. En concentraciones más bajas, alrededor de 0,05 mg/L, el amoníaco no ionizado es dañino para las especies de peces y puede resultar en tasas de crecimiento y conversión de alimento deficientes, fecundidad y fertilidad reducidas y aumento del estrés y la susceptibilidad a infecciones y enfermedades bacterianas. Expuestos a un exceso de amoníaco, los peces pueden sufrir pérdida de equilibrio, hiperexcitabilidad, aumento de la actividad respiratoria y consumo de oxígeno y aumento de la frecuencia cardíaca. En concentraciones superiores a 2,0 mg/L, el amoníaco provoca daños en las branquias y los tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y muerte. Los experimentos han demostrado que la concentración letal para una variedad de especies de peces oscila entre 0,2 y 2,0 mg/L.

Durante el invierno, cuando se administran alimentos reducidos al ganado acuícola, los niveles de amoníaco pueden ser más altos. Las temperaturas ambientales más bajas reducen la tasa de fotosíntesis de las algas, por lo que las algas presentes eliminan menos amoníaco. Dentro de un entorno de acuicultura, especialmente a gran escala, no existe un remedio de acción rápida para los niveles elevados de amoníaco. Se recomienda la prevención en lugar de la corrección para reducir el daño a los peces de cultivo y en los sistemas de aguas abiertas, el medio ambiente circundante.

Información de almacenamiento

Al igual que el propano, el amoníaco anhidro hierve por debajo de la temperatura ambiente cuando se encuentra a presión atmosférica. Un recipiente de almacenamiento con una capacidad de 250 psi (1,7 MPa) es adecuado para contener el líquido. El amoníaco se utiliza en numerosas aplicaciones industriales diferentes que requieren recipientes de almacenamiento de acero al carbono o acero inoxidable. El amoníaco con al menos un 0,2 % en peso de contenido de agua no es corrosivo para el acero al carbono. NH₃ Los tanques de almacenamiento de construcción de acero al carbono con un 0,2 % en peso o más de agua podrían durar más de 50 años en servicio. Los expertos advierten que no se debe permitir que los compuestos de amonio entren en contacto con las bases (a menos que sea una reacción intencional y contenida), ya que podrían liberarse cantidades peligrosas de gas amoníaco.

Laboratorio

Muestra de ácido clorhídrico liberando Fumas HCl, que están reaccionando con vapores de amoníaco para producir un humo blanco de cloruro de amonio.

Los peligros de las soluciones de amoníaco dependen de la concentración: "diluir" las soluciones de amoníaco suelen ser del 5 al 10 % en peso (<5,62 mol/L); "concentrado" las soluciones se preparan normalmente a >25% en peso. Una solución al 25 % (en peso) tiene una densidad de 0,907 g/cm³, y una solución que tiene una densidad más baja estará más concentrada. La clasificación de la Unión Europea de soluciones de amoníaco se da en la tabla.

Concentración por peso (w/w)	Molaridad	Concentración masa/volumen (w/v)	GHS pictograms	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 mol/L	√226,3 g/L		H314, H335, H400, H411

El vapor de amoníaco de las soluciones concentradas de amoníaco es muy irritante para los ojos y las vías respiratorias, y los expertos advierten que estas soluciones solo deben manipularse en una campana extractora. Las soluciones saturadas ("0.880" – ver #Propiedades) pueden desarrollar una presión significativa dentro de una botella cerrada en climas cálidos, y los expertos también advierten que la botella debe abrirse con cuidado. Esto no suele ser un problema para las soluciones del 25% ("0.900").

Los expertos advierten que las soluciones de amoníaco no deben mezclarse con halógenos, ya que se forman productos tóxicos y/o explosivos. Los expertos también advierten que el contacto prolongado de las soluciones de amoníaco con sales de plata, mercurio o yoduro también puede dar lugar a productos explosivos: tales mezclas se forman a menudo en análisis inorgánicos cualitativos, y necesitan acidificarse ligeramente pero no concentrarse (<6% w /v) antes de su eliminación una vez finalizada la prueba.

Uso en laboratorio de amoníaco anhidro (gas o líquido)

El amoniaco anhidro se clasifica como tóxico (T) y peligroso para el medio ambiente (N). El gas es inflamable (temperatura de autoignición: 651 °C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16–25 %). El límite de exposición permisible (PEL) en los Estados Unidos es de 50 ppm (35 mg/m³), mientras que la concentración IDLH se estima en 300 ppm. La exposición repetida al amoníaco reduce la sensibilidad al olor del gas: normalmente, el olor es detectable en concentraciones de menos de 50 ppm, pero es posible que las personas insensibilizadas no lo detecten incluso en concentraciones de 100 ppm. El amoníaco anhidro corroe las aleaciones que contienen cobre y zinc, lo que hace que los accesorios de latón no sean apropiados para manejar el gas. El amoníaco líquido también puede atacar el caucho y ciertos plásticos.

El amoníaco reacciona violentamente con los halógenos. El triyoduro de nitrógeno, un alto explosivo primario, se forma cuando el amoníaco entra en contacto con el yodo. El amoníaco provoca la polimerización explosiva del óxido de etileno. También forma compuestos explosivos fulminantes con compuestos de oro, plata, mercurio, germanio o telurio, y con estibina. También se han informado reacciones violentas con acetaldehído, soluciones de hipoclorito, ferricianuro de potasio y peróxidos.

La adsorción de amoníaco seguida de FTIR, así como la desorción de amoníaco a temperatura programada (NH3-TPD), son métodos muy valiosos para caracterizar las propiedades ácido-base de catalizadores heterogéneos.

Producción

Tendencia de producción de amoníaco entre 1947 y 2007

El amoníaco es uno de los productos químicos inorgánicos más producidos, con una producción mundial de 175 millones de toneladas en 2018. China representó el 28,5 % de eso, seguida de Rusia con el 10,3 %, Estados Unidos con el 9,1 % e India con el 6,7. %

Antes del comienzo de la Primera Guerra Mundial, la mayor parte del amoníaco se obtenía mediante la destilación en seco de productos de desecho nitrogenados vegetales y animales, incluido el estiércol de camello, donde se destilaba mediante la reducción de ácido nitroso y nitritos con hidrógeno; además, se producía por la destilación del carbón, y también por la descomposición de sales de amonio por hidróxidos alcalinos como la cal viva:

2 [NH₄]Cl + 2 CaO → CaCl2 + Ca(OH)₂ + 2 NH₃g)

Para la síntesis de laboratorio a pequeña escala, se puede calentar urea e hidróxido de calcio:

(NH)₂)₂CO + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2 NH₃

Haber–Bosch

La producción en masa utiliza el proceso Haber-Bosch, una reacción en fase gaseosa entre hidrógeno (H₂) y nitrógeno (N₂) a temperatura moderadamente elevada (450 °C) y alta presión (100 atmósferas estándar (10 MPa)):

N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃, ΔH° = −91,8 kJ/mol

Esta reacción es exotérmica y da como resultado una disminución de la entropía, lo que significa que la reacción se ve favorecida a temperaturas más bajas y presiones más altas. Es difícil y costoso de lograr, ya que las temperaturas más bajas dan como resultado una cinética de reacción más lenta (por lo tanto, una velocidad de reacción más lenta) y la alta presión requiere recipientes a presión de alta resistencia que no se debilitan por la fragilización por hidrógeno. El nitrógeno diatómico está unido por un triple enlace, lo que lo hace bastante inerte. El rendimiento y la eficiencia son bajos, lo que significa que la salida debe separarse y extraerse continuamente para que la reacción avance a un ritmo aceptable. Combinada con la energía necesaria para producir hidrógeno y nitrógeno atmosférico purificado, la producción de amoníaco consume mucha energía y representa del 1 % al 2 % del consumo mundial de energía, el 3 % de las emisiones mundiales de carbono y del 3 al 5 % del consumo de gas natural.

La elección del catalizador es importante para sintetizar amoníaco. En 2012, el grupo de Hideo Hosono descubrió que el óxido de calcio y aluminio C12A7:e⁻ electride funciona bien como catalizador y persigue una formación más eficiente. Este método se implementa en una pequeña planta de síntesis de amoníaco en Japón. En 2019, el grupo de Hosono encontró otro catalizador, un nuevo oxinitruro-hidruro de perovskita BaCeO_3-xN_yH_z, que trabaja a menor temperatura y sin el costoso rutenio.

Electroquímica

El amoníaco se puede sintetizar electroquímicamente. Los únicos insumos requeridos son fuentes de nitrógeno (potencialmente atmosférico) e hidrógeno (agua), que permitan la generación en el punto de uso. La disponibilidad de energía renovable crea la posibilidad de una producción con cero emisiones.

Otro modo de síntesis electroquímica implica la formación reductora de nitruro de litio, que se puede protonar a amoníaco, dada una fuente de protones. Se ha utilizado etanol como tal fuente, aunque puede degradarse. El primer uso de esta química se informó en 1930, cuando se usaron soluciones de litio en etanol para producir amoníaco a presiones de hasta 1000 bar. En 1994, Tsuneto et al. utilizó la electrodeposición de litio en tetrahidrofurano para sintetizar amoníaco a presiones más moderadas con una eficiencia faradaica razonable. Desde entonces, otros estudios han utilizado el sistema de etanol-tetrahidrofurano para la síntesis electroquímica de amoníaco. En 2019, Lazouski et al. propuso un mecanismo para explicar la cinética de formación de amoníaco observada.

En 2020, Lazouski et al. desarrolló un electrodo de difusión de gas independiente del solvente para mejorar el transporte de nitrógeno al litio reactivo. El estudio observó tasas de producción de NH₃ de hasta 30 ± 5 nanomoles/s/cm ² y eficiencias Faradaicas de hasta 47,5 ± 4% a temperatura ambiente y 1 bar de presión.

En 2021, Suryanto et al. reemplazó el etanol con una sal de tetraalquil fosfonio. Este catión puede experimentar ciclos de desprotonación-reprotonación de manera estable, mientras mejora la conductividad iónica del medio. El estudio observó tasas de producción de NH₃ de 53 ± 1 nanomoles/s/cm² a 69 ± 1% experimentos de eficiencia faradaica bajo 0,5 bar de hidrógeno y 19,5 bar de presión parcial de nitrógeno a temperatura ambiente.

Papel en los sistemas biológicos y las enfermedades humanas

Principales síntomas de hiperammonemia (la amoníaco alcanza concentraciones tóxicas).

El amoníaco es tanto un desecho metabólico como un aporte metabólico en toda la biosfera. Es una importante fuente de nitrógeno para los sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75%), pocos seres vivos son capaces de utilizar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica, N₂ gas. Por lo tanto, la fijación de nitrógeno es necesaria para la síntesis de aminoácidos, que son los componentes básicos de las proteínas. Algunas plantas dependen del amoníaco y otros desechos nitrogenados incorporados al suelo por materia en descomposición. Otros, como las leguminosas fijadoras de nitrógeno, se benefician de las relaciones simbióticas con las bacterias rizobios que crean amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico.

En humanos, la inhalación de amoníaco en altas concentraciones puede ser fatal. La exposición al amoníaco puede causar dolores de cabeza, edema, deterioro de la memoria, convulsiones y coma, ya que es de naturaleza neurotóxica.

Biosíntesis

En ciertos organismos, el amoníaco se produce a partir del nitrógeno atmosférico mediante enzimas denominadas nitrogenasas. El proceso general se llama fijación de nitrógeno. Se ha dirigido un intenso esfuerzo hacia la comprensión del mecanismo de fijación biológica del nitrógeno. El interés científico en este problema está motivado por la estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste en un Fe₇MoS₉ conjunto.

El amoníaco también es un producto metabólico de la desaminación de aminoácidos catalizada por enzimas como la glutamato deshidrogenasa 1. La excreción de amoníaco es común en los animales acuáticos. En humanos, se convierte rápidamente en urea, que es mucho menos tóxica, particularmente menos básica. Esta urea es un componente importante del peso seco de la orina. La mayoría de los reptiles, pájaros, insectos y caracoles excretan ácido úrico únicamente como desechos nitrogenados.

Fisiología

El amoníaco juega un papel en la fisiología animal tanto normal como anormal. Se biosintetizó a través del metabolismo normal de aminoácidos y es tóxico en altas concentraciones. El hígado convierte el amoníaco en urea a través de una serie de reacciones conocidas como el ciclo de la urea. La disfunción hepática, como la que se observa en la cirrosis, puede conducir a cantidades elevadas de amoníaco en la sangre (hiperamonemia). Asimismo, los defectos en las enzimas responsables del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa, conducen a la hiperamonemia. La hiperamonemia contribuye a la confusión y coma de la encefalopatía hepática, así como a la enfermedad neurológica común en personas con defectos del ciclo de la urea y acidurias orgánicas.

El amoníaco es importante para el equilibrio ácido/base normal de los animales. Después de la formación de amonio a partir de la glutamina, el α-cetoglutarato puede degradarse para producir dos iones de bicarbonato, que luego están disponibles como amortiguadores para los ácidos de la dieta. El amonio se excreta en la orina, lo que resulta en una pérdida neta de ácido. El amoníaco puede difundirse por sí mismo a través de los túbulos renales, combinarse con un ion de hidrógeno y permitir así una mayor excreción de ácido.

Excreción

Los iones de amonio son un producto de desecho tóxico del metabolismo de los animales. En peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente en el agua. En mamíferos, tiburones y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea en urea, que es menos tóxica y se puede almacenar de manera más eficiente. En aves, reptiles y caracoles terrestres, el amonio metabólico se convierte en ácido úrico, que es sólido y, por lo tanto, puede excretarse con una mínima pérdida de agua.

Gamas de referencia para análisis de sangre, comparando el contenido de sangre de amoníaco (de color amarillo cerca del centro) con otros componentes

Más allá de la Tierra

La amoníaco ocurre en las atmósferas de los planetas gigantes externos como Júpiter (0.026% amoníaco), Saturno (0.012% amoníaco), y en las atmósferas y hielos de Urano y Neptuno.

Se ha detectado amoníaco en las atmósferas de los planetas gigantes, incluido Júpiter, junto con otros gases como el metano, el hidrógeno y el helio. El interior de Saturno puede incluir cristales de amoniaco congelados. Se encuentra en Deimos y Fobos, las dos lunas de Marte.

Espacio interestelar

El amoníaco se detectó por primera vez en el espacio interestelar en 1968, según las emisiones de microondas desde la dirección del núcleo galáctico. Esta fue la primera molécula poliatómica en ser así detectada. La sensibilidad de la molécula a una amplia gama de excitaciones y la facilidad con la que se puede observar en varias regiones ha hecho del amoníaco una de las moléculas más importantes para los estudios de nubes moleculares. La intensidad relativa de las líneas de amoníaco se puede utilizar para medir la temperatura del medio emisor.

Se han detectado las siguientes especies isotópicas de amoníaco: NH₃, ¹⁵NH₃, NH₂D, NHD₂ y ND₃. La detección de amoníaco triplemente deuterado se consideró una sorpresa ya que el deuterio es relativamente escaso. Se cree que las condiciones de baja temperatura permiten que esta molécula sobreviva y se acumule.

Desde su descubrimiento interestelar, NH₃ ha demostrado ser una herramienta espectroscópica invaluable en el estudio del medio interestelar. Con un gran número de transiciones sensibles a una amplia gama de condiciones de excitación, NH₃ ha sido ampliamente astronómicamente detectado: su detección se ha informado en cientos de artículos de revistas. A continuación se incluye una muestra de artículos de revistas que destacan la gama de detectores que se han utilizado para identificar el amoníaco.

El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para varias áreas de investigación en las últimas décadas. Algunos de estos se describen a continuación e implican principalmente el uso de amoníaco como termómetro interestelar.

Mecanismos de formación interestelar

La abundancia interestelar de amoníaco se ha medido en una variedad de entornos. El [NH₃]/[H₂] va desde 10⁻⁷ en pequeñas nubes oscuras hasta 10⁻⁵ en el núcleo denso del complejo de nubes moleculares de Orión. Aunque se han propuesto un total de 18 rutas de producción totales, el principal mecanismo de formación del NH₃ interestelar es la reacción:

[NH₄]⁺ + e⁻ → NH₃ + H

La tasa constante, k, de esta reacción depende de la temperatura del medio ambiente, con un valor de 5.2×10⁻⁶ a las 10 K. La constante de tasa se calculó de la fórmula k=a()T/300)B{displaystyle k=a(T/300)}{B}. Para la reacción de formación primaria, a=1.05×10⁻⁶ y B= 0,47. Asumiendo un NH+4 abundancia de 3×10⁻⁷ y una abundancia de electrones de 10⁻⁷ típica de las nubes moleculares, la formación procederá a una tasa de 1.6×10⁻⁹cm⁻³s⁻¹ en una nube molecular de densidad total 10⁵cm⁻³.

Todas las demás reacciones de formación propuestas tienen constantes de velocidad de entre 2 y 13 órdenes de magnitud más pequeñas, lo que hace que su contribución a la abundancia de amoníaco sea relativamente insignificante. Como ejemplo de la contribución menor que desempeñan otras reacciones de formación, la reacción:

H₂ + NH₂ → NH₃ + H

tiene una tasa constante de 2,2×10⁻¹⁵. Asumiendo H₂ densidades de 10⁵ y [NH₂]/[H₂] de 10⁻⁷, esta reacción procede a una velocidad de 2,2× 10⁻¹², más de 3 órdenes de magnitud más lento que la reacción primaria anterior.

Algunas de las otras posibles reacciones de formación son:

H⁻ + [NH₄]⁺ → NH₃ + H₂

[PNH₃]⁺ + e⁻ → P + NH₃

Mecanismos de destrucción interestelar

Hay un total de 113 reacciones propuestas que conducen a la destrucción de NH₃. De estos, 39 fueron tabulados en tablas extensas de la química entre compuestos C, N y O. Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación:

NH3 + [H3]+ [NH]4]+ + H2

()1)

NH3 + HCO+ [NH]4]+ + CO

()2)

con constantes de velocidad de 4,39×10⁻⁹ y 2,2×10⁻⁹, respectivamente. Las ecuaciones anteriores (1, 2) funcionan a una tasa de 8,8×10⁻⁹ y 4,4×10⁻¹³, respectivamente. Estos cálculos asumieron las constantes de velocidad dadas y las abundancias de [NH₃]/[H₂] = 10⁻⁵, [[ H₃]⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁵, [HCO ⁺]/[H₂] = 2×10⁻⁹, y densidades totales de n = 10⁵, típicas de frío, denso, molecular nubes Claramente, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación (1) es la reacción de destrucción dominante, con una velocidad ≈10 000 veces más rápida que la ecuación (2). Esto se debe a la abundancia relativamente alta de [H₃] ⁺.

Detecciones de antena única

Las observaciones de radio de NH₃ del radiotelescopio Effelsberg de 100 m revelan que la línea de amoníaco se separa en dos componentes: una cresta de fondo y un núcleo sin resolver. El fondo se corresponde bien con las ubicaciones previamente detectadas de CO. El telescopio Chilbolton de 25 m en Inglaterra detectó firmas de radio de amoníaco en las regiones H II, máseres HNH₂O, objetos H-H y otros objetos asociados con la formación estelar.. Una comparación de los anchos de las líneas de emisión indica que las velocidades turbulentas o sistemáticas no aumentan en los núcleos centrales de las nubes moleculares.

Se observó radiación de microondas del amoníaco en varios objetos galácticos, incluidos W3(OH), Orion A, W43, W51 y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta tasa de detección indica que esta es una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia.

Estudios interferométricos

Las observaciones de VLA de NH₃ en siete regiones con salidas gaseosas de alta velocidad revelaron condensaciones de menos de 0,1 pc en L1551, S140 y Cepheus A. En Cepheus A se detectaron tres condensaciones individuales, una de ellas con forma muy alargada. Pueden desempeñar un papel importante en la creación del flujo de salida bipolar en la región.

Se obtuvieron imágenes de amoníaco extragaláctico utilizando el VLA en IC 342. El gas caliente tiene temperaturas superiores a 70 K, lo que se dedujo de las proporciones de la línea de amoníaco y parece estar estrechamente asociado con las partes más internas de la barra nuclear que se ven en CO. NH₃ también fue monitoreado por VLA hacia una muestra de cuatro regiones HII ultracompactas galácticas: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96-0.02 y G31.41+0.31. Sobre la base de los diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que, en general, tales cúmulos son probablemente los sitios de formación de estrellas masivas en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacta.

Detecciones de infrarrojos

La absorción a 2,97 micrómetros debida al amoníaco sólido se registró a partir de granos interestelares en el objeto Becklin-Neugebauer y probablemente también en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de las líneas de absorción de hielo relacionadas y mal entendidas anteriormente.

Se obtuvo un espectro del disco de Júpiter del Kuiper Airborne Observatory, que cubre el rango espectral de 100 a 300 cm⁻¹. El análisis del espectro proporciona información sobre las propiedades medias globales del gas amoníaco y una neblina de hielo de amoníaco.

Se examinó un total de 149 posiciones de nubes oscuras en busca de evidencia de 'núcleos densos' usando la línea de inversión giratoria (J,K) = (1,1) de NH₃. En general, los núcleos no tienen forma esférica, con relaciones de aspecto que van de 1,1 a 4,4. También se encuentra que los núcleos con estrellas tienen líneas más anchas que los núcleos sin estrellas.

Se ha detectado amoníaco en la Nebulosa Draco y en una o posiblemente dos nubes moleculares, que están asociadas con el cirro infrarrojo galáctico de alta latitud. El hallazgo es significativo porque pueden representar los lugares de nacimiento de las estrellas de tipo B de metalicidad de la Población I en el halo galáctico que podrían haber nacido en el disco galáctico.

Observaciones de nubes oscuras cercanas

Al equilibrar la emisión estimulada con la emisión espontánea, es posible construir una relación entre la temperatura de excitación y la densidad. Además, dado que los niveles de transición de amoníaco se pueden aproximar mediante un sistema de 2 niveles a bajas temperaturas, este cálculo es bastante simple. Esta premisa se puede aplicar a las nubes oscuras, regiones sospechosas de tener temperaturas extremadamente bajas y posibles sitios para la futura formación de estrellas. Las detecciones de amoníaco en nubes oscuras muestran líneas muy estrechas, indicativas no solo de bajas temperaturas, sino también de un bajo nivel de turbulencia en el interior de la nube. Los cálculos de relación de línea proporcionan una medida de la temperatura de la nube que es independiente de las observaciones de CO anteriores. Las observaciones de amoníaco fueron consistentes con las mediciones de CO de temperaturas de rotación de ≈10 K. Con esto, se pueden determinar las densidades y se han calculado en un rango entre 10⁴ y 10⁵ cm⁻³ en nubes oscuras. El mapeo de NH₃ proporciona tamaños típicos de nubes de 0,1 pc y masas cercanas a 1 masa solar. Estos núcleos fríos y densos son los sitios de formación estelar futura.

Regiones UC HII

Las regiones HII ultracompactas se encuentran entre los mejores trazadores de la formación de estrellas de gran masa. Es probable que el material denso que rodea las regiones UCHII sea principalmente molecular. Dado que un estudio completo de la formación de estrellas masivas necesariamente involucra la nube a partir de la cual se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular circundante. Dado que este material molecular se puede resolver espacialmente, es posible restringir las fuentes de calentamiento/ionización, las temperaturas, las masas y los tamaños de las regiones. Los componentes de velocidad con desplazamiento Doppler permiten la separación de distintas regiones de gas molecular que pueden rastrear flujos de salida y núcleos calientes que se originan en estrellas en formación.

Detección extragaláctica

Se ha detectado amoníaco en galaxias externas y, al medir simultáneamente varias líneas, es posible medir directamente la temperatura del gas en estas galaxias. Las relaciones de línea implican que las temperaturas de los gases son cálidas (≈50 K), y se originan en nubes densas con tamaños de decenas de pc. Esta imagen es consistente con la imagen dentro de nuestra galaxia, la Vía Láctea: se forman núcleos moleculares densos y calientes alrededor de estrellas recién formadas incrustadas en nubes más grandes de material molecular en la escala de varios cientos de pc (nubes moleculares gigantes; GMC).