Hispanopedia WikiEl amoníaco es un compuesto químico inorgánico de nitrógeno e hidrógeno con la fórmula N H 3 . Un hidruro binario estable y el hidruro de pnictógeno más simple, el amoníaco es un gas incoloro con un olor penetrante característico. [ 13 ] Se utiliza ampliamente en fertilizantes, refrigerantes, explosivos, agentes de limpieza y es un precursor de numerosos productos químicos. [ 13 ] El amoníaco renovable se considera un importante portador de energía en los sistemas energéticos del futuro. [ 14 ] [ 15 ] Biológicamente, es un residuo nitrogenado común y contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de fertilizantes . [ 16 ] Alrededor del 70% del amoníaco producido industrialmente se utiliza para fabricar fertilizantes [ 17 ] en diversas formas y composiciones, como urea y fosfato diamónico . El amoníaco en forma pura también se aplica directamente al suelo.
El amoníaco, ya sea directa o indirectamente, es también un componente básico para la síntesis de muchos productos químicos. En muchos países, se clasifica como una sustancia extremadamente peligrosa . [ 18 ] El amoníaco es tóxico y causa daños a las células y los tejidos. Por esta razón, la mayoría de los animales lo excretan en la orina en forma de urea disuelta.
El amoníaco se produce biológicamente en un proceso llamado fijación de nitrógeno , pero se genera aún más industrialmente mediante el proceso Haber . Este proceso ayudó a revolucionar la agricultura al proporcionar fertilizantes baratos. La producción industrial mundial de amoníaco en 2021 fue de 235 millones de toneladas. [ 19 ] [ 20 ] El amoníaco industrial se transporta por carretera en camiones cisterna , por ferrocarril en vagones cisterna , por mar en buques gaseros o en cilindros . [ 21 ] El amoníaco se encuentra en la naturaleza y se ha detectado en el medio interestelar .
El amoníaco hierve a -33,34 °C (-28,012 °F) a una presión de una atmósfera , pero a menudo se puede manipular en el laboratorio sin refrigeración externa. El amoníaco doméstico o hidróxido de amonio es una solución de amoníaco en agua.
Etimología
El nombre amoníaco deriva del nombre de la deidad egipcia Amón ( Amón en griego), ya que los sacerdotes y viajeros de esos templos quemaban suelos ricos en cloruro de amonio, que provenía del estiércol y la orina de los animales. [ 13 ] Plinio , en el Libro XXXI de su Historia Natural , se refiere a una sal llamada hammoniacum , llamada así por la proximidad de su fuente al Templo de Júpiter Amón ( griego Ἄμμων Ammon ) en la provincia romana de Cirenaica . [ 22 ] Sin embargo, la descripción que Plinio da 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 se tratara de sal marina común. [ 23 ] En cualquier caso, esa sal finalmente dio nombre al amoníaco y a los compuestos de amonio .
Las sustancias que contienen amoníaco, o que son similares a él, se denominan amoniacales . [ 24 ]
Ocurrencia natural (biológica)
El amoníaco se encuentra en todo el Sistema Solar , en la Tierra , Venus , 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, ya que 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 océanos internos y geología activa a una temperatura mucho más baja de lo que sería posible solo con agua. [ 25 ] [ 26 ]
Ocurrencia atmosférica
El amoníaco se origina en la atmósfera a partir de fuentes tanto antropogénicas como naturales. La fuente predominante es la agricultura, con alrededor del 80 %. [ 27 ] Esto incluye fertilizantes, urea [ 27 ] producida por el ganado y estiércol, en orden de contribución. La quema de biomasa también contribuye al amoníaco atmosférico, y los incendios forestales y la quema de residuos agrícolas emiten aproximadamente la misma cantidad de amoníaco a la atmósfera. El amoníaco puede emitirse naturalmente desde los suelos y las plantas cuando la concentración de amoníaco en el suelo o la planta es mayor que la concentración de amoníaco en el aire. Esto se conoce como una parte del modelo de intercambio bidireccional. [ 27 ]
El principal sumidero de amoníaco atmosférico es la lluvia . En el suelo, las arqueas oxidantes de amoníaco (AOA) y las bacterias oxidantes de amoníaco (AOB) convierten el amoníaco en nitrito . [ 28 ] La vida media atmosférica del amoníaco a través de estos procesos varía de 12 a 48 horas. [ 29 ]
Reacciones del amoníaco atmosférico
El amoníaco atmosférico produce aerosoles de sulfato-nitrato mediante reacciones con ácido sulfúrico y ácido nítrico , siendo el sulfato de amonio el más importante en este proceso debido a su baja presión de vapor . [ 29 ] [ 30 ] Estos aerosoles afectan el clima y pueden impactar la salud humana . El amoníaco atmosférico también puede oxidarse por el radical hidroxilo : [ 29 ]
- NH3 + · OH → · NH2 + H2O
La vida útil del amoníaco por oxidación es mucho mayor que por deposición, pudiendo ser de tan solo 30 días. [ 29 ] El radical amino puede ser oxidado por múltiples compuestos para formar gases de efecto invernadero , como el óxido nitroso . La oxidación del amoníaco también puede producir óxido nítrico , lo que aumenta significativamente los niveles de NO x en zonas rurales, donde los niveles relativos suelen ser más bajos que en las zonas urbanas. [ 29 ]
Propiedades
El amoníaco es un gas incoloro con un olor característico y penetrante . Es más ligero que el aire , con una densidad de 0,589 veces la del aire . Se licúa fácilmente debido a los fuertes enlaces de hidrógeno entre sus moléculas. El amoníaco gaseoso se convierte en un líquido incoloro que hierve a −33,1 °C (−27,58 °F) y se congela formando cristales incoloros [ 31 ] a −77,7 °C (−107,86 °F) . Se dispone de pocos datos a temperaturas y presiones muy elevadas, pero el punto crítico líquido-vapor se produce a 405 K y 11,35 MPa. [ 32 ]
Sólido
La simetría cristalina es cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, constante de red 0,5125 nm . [ 33 ]
Líquido
El amoníaco líquido posee fuertes poderes ionizantes que reflejan su alto ε de 22 a −35 °C (−31 °F) . [ 34 ] El amoníaco líquido tiene un cambio de entalpía estándar de vaporización muy alto (23,5 kJ/mol ; [ 35 ] en comparación, el del agua es de 40,65 kJ/mol, el del metano de 8,19 kJ/mol y el de la fosfina de 14,6 kJ/mol) y puede transportarse en recipientes presurizados o refrigerados; sin embargo, a temperatura y presión estándar, el amoníaco líquido anhidro se vaporizará. [ 36 ]
Propiedades del disolvente
El amoníaco se disuelve fácilmente en agua. En solución acuosa, se puede eliminar hirviéndolo. La solución acuosa de amoníaco es básica y se puede describir como amoníaco acuoso o hidróxido de amonio . [ 37 ] La concentración máxima de amoníaco en agua (una solución saturada ) tiene una densidad relativa de 0,880 y se conoce comúnmente como «amoníaco 0,880». [ 38 ]
El amoníaco líquido es un disolvente ionizante no acuoso ampliamente estudiado. Su propiedad más notable es su capacidad para disolver metales alcalinos para formar soluciones altamente coloreadas y eléctricamente conductoras que contienen electrones solvatados . Aparte de estas soluciones notables, gran parte de la química en amoníaco líquido puede clasificarse por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas . La comparación de las propiedades físicas del NH₃ con las del agua muestra que el NH₃ tiene un punto de fusión, punto de ebullición, densidad, viscosidad, constante dieléctrica y conductividad eléctrica más bajos . Estas diferencias se atribuyen al menos en parte al enlace de hidrógeno más débil en el NH₃ . La constante de autodisociación iónica del NH₃ líquido a −50 °C es de aproximadamente 10⁻³³ .
El amoníaco líquido es un disolvente ionizante, aunque menos que el agua, y disuelve una variedad de compuestos iónicos, incluyendo muchos nitratos , nitritos , cianuros , tiocianatos , complejos de ciclopentadienilo metálico y bis(trimetilsilil)amidas metálicas . [ 39 ] La mayoría de las sales de amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones de amoníaco líquido. La solubilidad de las sales de haluro aumenta de fluoruro a yoduro . Una solución saturada de nitrato de amonio ( solución de Divers , llamada así en honor a Edward Divers ) contiene 0,83 moles de soluto por mol de amoníaco y tiene una presión de vapor inferior a 1 bar incluso a 25 °C (77 °F) . Sin embargo, pocas sales de oxianiones con otros cationes se disuelven. [ 41 ]
El amoníaco líquido disolverá todos los metales alcalinos y otros metales electropositivos como Ca , [ 42 ] Sr , Ba , Eu e Yb (también Mg usando un proceso electrolítico [ 40 ] ). A bajas concentraciones (<0,06 mol/L), se forman soluciones de color azul intenso: estas contienen cationes metálicos y electrones solvatados , electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.
Estas soluciones son potentes agentes reductores. A concentraciones elevadas, presentan un aspecto metálico y una conductividad eléctrica elevada. A bajas temperaturas, ambos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles .
Propiedades redox del amoníaco líquido
En la práctica, tanto la oxidación a dinitrógeno como la reducción a dihidrógeno son lentas, aunque el amoníaco, en principio, es lábil en ambas condiciones. La estabilidad termodinámica de las soluciones líquidas de amoníaco es baja porque se oxida fácilmente a dinitrógeno.
- norte 2 + 6 [ NH 4 ] + + 6 mi − ⇌ 8 NH 3 mi ° = +0,04 V
Aunque la oxidación del amoníaco líquido suele ser lenta, aún existe riesgo de explosión, especialmente si hay iones de metales de transición presentes como posibles catalizadores. La estabilidad del amoníaco en condiciones reductoras se evidencia por la lenta descomposición (en horas) de las soluciones que contienen metales alcalinos. Dicha descomposición produce amida metálica e hidrógeno dimetílico.
- 2 NH 3 + 2 M → 2 MNH 2 + H 2
Estructura
La molécula de amoníaco tiene una forma piramidal trigonal , como predice la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) con un ángulo de enlace determinado experimentalmente de 106,7°. [ 43 ] El átomo central de nitrógeno 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 par de electrones solitarios . El par solitario repele más fuertemente que los pares de enlace; por lo tanto, el ángulo de enlace no es 109,5°, como se espera para una disposición tetraédrica regular, sino 106,7°. [ 43 ] 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 el agua. El par solitario hace que el amoníaco sea 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 le añade un ácido fuerte hasta que 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 la forma de un tetraedro regular y es isoelectrónico con el metano .
La molécula de amoníaco experimenta fácilmente la inversión de nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es la de un paraguas que se da la vuelta con un viento fuerte. 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 la radiación de microondas con una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción a esta frecuencia fue el primer espectro de microondas observado [ 44 ] y se utilizó en el primer máser .
Basicidad
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 , con ácido nítrico , nitrato de amonio , etc. El gas amoníaco completamente seco no se combina con el gas cloruro de hidrógeno completamente seco ; se requiere humedad para que se produzca la reacción. [ 45 ] [ 46 ]
Como experimento de demostración en presencia de aire con humedad ambiental, al abrir botellas que contienen soluciones concentradas de amoníaco y ácido clorhídrico , se produce una nube de cloruro de amonio , que parece aparecer "de la nada" a medida que se forma el aerosol de sal en el punto donde se encuentran las dos nubes difusoras de reactivos entre las dos botellas.
Aunque el amoníaco es conocido por ser una base débil, también puede actuar como un ácido extremadamente débil. Es una sustancia prótica y es capaz de formar amidas (que contienen el ion NH₂⁻ ). Por ejemplo, el litio se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución azul ( electrón solvatado ) de amida de litio :
Autodisociación
Al igual que el agua, el amoníaco líquido sufre autoionización molecular para formar sus conjugados ácido y base :
El amoníaco suele funcionar como una base débil , por lo que tiene cierta capacidad amortiguadora . Los cambios en el pH harán que haya más o menos cationes amonio ( NH₄⁺ ) y aniones amida ( NH₂⁻ ) presentes en la solución . A presión y temperatura estándar,
Combustión
El amoníaco no arde fácilmente ni mantiene la combustión , excepto en mezclas estrechas de combustible y aire de 15 a 28 % de amoníaco en volumen en el aire. [ 47 ] Cuando se mezcla con oxígeno , arde con una llama de color amarillo verdoso pálido. La ignición ocurre cuando el cloro se introduce en el amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno ; si el cloro está presente en exceso, también se forma el tricloruro de nitrógeno ( NCl₃ ) , altamente explosivo.
La combustión del amoníaco para formar nitrógeno y agua es exotérmica :
El cambio de entalpía estándar de combustión , ΔH ° c , expresado por mol de amoníaco y con condensación del agua formada, es de −382,81 kJ /mol. El dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión : todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto al N₂ y al O₂ , que es el principio en el que se basa el convertidor catalítico . Los óxidos de nitrógeno pueden formarse como productos cinéticos en presencia de catalizadores adecuados , una reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico .
Una reacción posterior produce NO 2 :
La combustión del amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (como la malla de platino o el óxido de cromo(III) caliente ), debido al calor de combustión relativamente bajo , una velocidad de combustión laminar menor, una temperatura de autoignición alta, un calor de vaporización alto y un rango de inflamabilidad estrecho . Sin embargo, estudios recientes han demostrado que se puede lograr una combustión eficiente y estable del amoníaco utilizando combustores de remolino, reavivando así el interés de la investigación en el amoníaco como combustible para la producción de energía térmica. [ 48 ] El rango de inflamabilidad del amoníaco en aire seco es de 15,15–27,35% y en aire con 100% de humedad relativa es de 15,95–26,55%. [ 49 ] Para estudiar la cinética de la combustión del amoníaco, se requiere el conocimiento de un mecanismo de reacción detallado y fiable, pero esto ha sido difícil de obtener. [ 50 ]
Precursor de compuestos organonitrogenados
El amoníaco es un precursor directo o indirecto de la mayoría de los compuestos nitrogenados fabricados . Es el precursor del ácido nítrico, que es la fuente de la mayoría de los compuestos aromáticos sustituidos con nitrógeno.
Las aminas pueden formarse mediante la reacción del amoníaco con haluros de alquilo o, más comúnmente, con alcoholes :
Su reacción de apertura de anillo con óxido de etileno produce etanolamina , dietanolamina y trietanolamina .
Las amidas se pueden preparar mediante la reacción del amoníaco con ácidos carboxílicos y sus derivados. Por ejemplo, al calentarse, el amoníaco reacciona con el ácido fórmico (HCOOH) para producir formamida (HCONH₂). Los cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoníaco debe estar presente al menos en exceso 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 para obtener amidas calentándolas a 150-200 °C, siempre que no contengan grupos termosensibles.
- Aminoácidos , utilizando la síntesis de aminoácidos de Strecker.
- Acrilonitrilo , en el proceso Sohio
Otros compuestos organonitrogenados incluyen alprazolam , etanolamina , carbamato de etilo y hexametilentetramina .
Precursor de compuestos nitrogenados inorgánicos
El ácido nítrico se genera mediante el proceso de Ostwald por oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino a 700–850 °C (1292–1562 °F) , ≈9 atm. El óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno son intermedios en esta conversión: [ 51 ]
El ácido nítrico se utiliza para la producción de fertilizantes , explosivos y muchos compuestos organonitrogenados.
El hidrógeno del amoníaco es susceptible de ser sustituido por una infinidad de sustituyentes. Con alquenos y alcoholes, el amoníaco produce alquilaminas.
El gas amoníaco reacciona con el sodio metálico para dar sodamida , NaNH₂ .
Con el cloro se forma monocloramina .
El amoníaco pentavalente , conocido como λ⁵ - amina, se descompone espontáneamente en amoníaco trivalente (λ - amina) e hidrógeno gaseoso en condiciones normales. Esta sustancia fue investigada en 1966 como posible combustible sólido para cohetes. [ 52 ]
El amoníaco también se utiliza para fabricar los siguientes compuestos:
- Hidrazina , en el proceso Olin Raschig y en el proceso de peróxido.
- Cianuro de hidrógeno , en el proceso BMA y en el proceso Andrussow.
- Hidroxilamina y carbonato de amonio , en el proceso de Raschig.
- Urea , en el proceso de urea Bosch-Meiser y en la síntesis de Wöhler
- perclorato de amonio , nitrato de amonio y bicarbonato de amonio
El amoníaco es un ligando que forma complejos de amina metálica . Por razones históricas, el amoníaco se denomina amina en la nomenclatura de compuestos de coordinación . Un complejo de amina notable es el cisplatino ( Pt(NH₃ ) ₂Cl₂ ) , un fármaco anticancerígeno ampliamente utilizado. Los complejos de amina de cromo (III) constituyeron la base de la revolucionaria teoría de Alfred Werner sobre la estructura de los compuestos de coordinación. Werner observó que solo se podían formar dos isómeros ( fac- y mer- ) del complejo [ CrCl₃ (NH₃ ) ₃ ] y concluyó que los ligandos deben estar dispuestos alrededor del ion metálico en los vértices de un octaedro .
El amoníaco forma aductos 1:1 con diversos ácidos de Lewis como I₂, fenol y Al ( CH₃ ) ₃ . El amoníaco es una base dura (teoría HSAB) y sus parámetros E y C son E B = 2,31 y C B = 2,04. Su fuerza donadora relativa hacia una serie de ácidos, en comparación con otras bases de Lewis, puede ilustrarse mediante diagramas CB .
Reacciones relevantes para la detección de amoníaco
Se queman barras de azufre para detectar pequeñas fugas en sistemas de refrigeración industrial con amoníaco. En un laboratorio, el amoníaco gaseoso se puede detectar utilizando ácido clorhídrico concentrado o cloruro de hidrógeno gaseoso. Un humo blanco denso (que es vapor de cloruro de amonio ) surge de la reacción entre el amoníaco y el HCl. [ 53 ]
Historia
El antiguo historiador griego Heródoto mencionó que había afloramientos de sal en una zona de Libia habitada por un pueblo llamado los «amonios» (actualmente el oasis de Siwa, en el noroeste de Egipto, donde aún existen lagos salados). [ 54 ] [ 55 ] El geógrafo griego Estrabón también mencionó la sal de esta región. Sin embargo, los antiguos autores Dioscórides , Apicio , Arriano , Sinesio y Aecio de Amida describieron esta sal como cristales transparentes que podían usarse para cocinar y que eran esencialmente sal de roca . [ 56 ] El término Hammoniacus sal aparece en los escritos de Plinio , [ 57 ] aunque se desconoce si el término es equivalente al más moderno sal amónica (cloruro de amonio). [ 31 ] [ 58 ] [ 59 ]
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 antes del curtido, como mordiente en el teñido de telas y para eliminar el óxido del hierro. [ 60 ] También la usaban los dentistas de la antigüedad para lavarse los dientes. [ 61 ] [ 62 ] [ 63 ]
En forma de sal amoniaca (نشادر, nushadir ), el amoníaco era importante para los alquimistas musulmanes . Se menciona en el Libro de las Piedras , probablemente escrito en el siglo IX y atribuido a Jābir ibn Hayyān . [ 64 ] También fue importante para los alquimistas europeos del siglo XIII, siendo mencionado por Alberto Magno . [ 31 ] 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, Basilio Valentín demostró que el amoníaco podía obtenerse mediante la acción de álcalis sobre la sal amoniaca. [ 65 ] En un período posterior, cuando la sal amoniaca se obtenía destilando las pezuñas y cuernos de bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico , el nombre de «espíritu de cuerno de ciervo» se aplicó al amoníaco. [ 31 ] [ 66 ]
El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Black en 1756 mediante la reacción de cloruro de amonio ( sal amoniaco ) con magnesia calcinada ( óxido de magnesio ). [ 67 ] [ 68 ] Fue aislado nuevamente por Peter Woulfe en 1767, [ 69 ] [ 70 ] por Carl Wilhelm Scheele en 1770 [ 71 ] y por Joseph Priestley en 1773, quien lo denominó «aire alcalino». [ 31 ] [ 72 ] Once años después, en 1785, Claude Louis Berthollet determinó su composición. [ 73 ] [ 31 ]
La producción de amoníaco a partir del nitrógeno del aire (e hidrógeno) fue inventada por Fritz Haber y Robert LeRossignol. La patente se envió en 1909 (USPTO Nr 1,202,995) y se concedió en 1916. Posteriormente, Carl Bosch desarrolló el método industrial para la producción de amoníaco ( proceso Haber-Bosch ). Se utilizó por primera vez a escala industrial en Alemania durante la Primera Guerra Mundial , [ 74 ] tras el bloqueo aliado que interrumpió el suministro de nitratos procedentes de Chile . El amoníaco se utilizó para producir explosivos que contribuyeran al esfuerzo bélico. [ 75 ] El Premio Nobel de Química de 1918 fue otorgado a Fritz Haber "por la síntesis de amoníaco a partir de sus elementos".
Antes de que existiera el gas natural, el hidrógeno, como precursor para la producción de amoníaco, se producía mediante la electrólisis del agua o utilizando el proceso cloroalcalino .
Con la llegada de la industria siderúrgica en el siglo XX, el amoníaco se convirtió en un subproducto de la producción de carbón coquizable .
Aplicaciones
Fertilizante
En los EE. UU. a partir de 2019, aproximadamente el 88% del amoníaco se utilizó como fertilizante , ya sea como sus sales, soluciones o anhidro . [ 76 ] Cuando se aplica al suelo, ayuda a proporcionar mayores rendimientos de cultivos como el maíz y el trigo . [ 77 ] 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. [ 78 ] Las soluciones de amoníaco que van del 16% al 25% se utilizan en la industria de la fermentación como fuente de nitrógeno para microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación. [ 79 ] Los países africanos pretenden utilizar su potencial para producir amoníaco renovable para reducir su dependencia de las importaciones de fertilizantes [ 80 ] [ 81 ] [ 82 ] .
Refrigeración–R717
Debido a las propiedades de vaporización del amoníaco, es un refrigerante útil . [ 74 ] 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. Presenta la desventaja de ser tóxico y requerir componentes resistentes a la corrosión, lo que restringe su uso doméstico y a pequeña escala. Junto con su uso en la refrigeración moderna por compresión de vapor, se usa en una mezcla con hidrógeno y agua en refrigeradores de absorción . El ciclo Kalina , que es de creciente importancia para las centrales geotérmicas, depende del amplio rango de ebullición de la mezcla de amoníaco y agua.
El refrigerante de amoníaco también se utiliza en los radiadores a bordo de la Estación Espacial Internacional en circuitos que regulan la temperatura interna y permiten realizar experimentos dependientes de la temperatura. [ 83 ] [ 84 ] El amoníaco se mantiene a presión suficiente para permanecer líquido durante todo el proceso. Los sistemas de refrigeración de amoníaco monofásico también alimentan la electrónica de potencia de cada par de paneles solares.
La importancia potencial del amoníaco como refrigerante ha aumentado con el descubrimiento de que los CFC y HFC liberados a la atmósfera son gases de efecto invernadero potentes y estables. [ 85 ]
Agente antimicrobiano para productos alimenticios
Ya en 1895, se sabía que el amoníaco era "fuertemente antiséptico ; se requieren 1,4 gramos por litro para conservar el té de carne (caldo)". [ 86 ] En un estudio, el amoníaco anhidro destruyó el 99,999% de las bacterias zoonóticas en tres tipos de alimento para animales , pero no en el ensilaje . [ 87 ] [ 88 ] El amoníaco anhidro se utiliza actualmente comercialmente para reducir o eliminar la contaminación microbiana de la carne de res . [ 89 ] [ 90 ] La carne de res magra finamente texturizada (popularmente conocida como " lodo rosa ") en la industria cárnica se elabora a partir de recortes grasos de carne de res (aprox. 50-70% de grasa) eliminando la grasa mediante calor y centrifugación , y luego tratándola con amoníaco para matar la E. coli . El Departamento de Agricultura de los Estados Unidos consideró que el proceso era eficaz y seguro basándose en un estudio que encontró que el tratamiento reduce la E. coli a niveles indetectables. [ 91 ] Ha habido preocupaciones de seguridad sobre el proceso, así como quejas de los consumidores sobre el sabor y el olor de la carne tratada con amoníaco. [ 92 ]
Combustible
El amoníaco se ha utilizado como combustible y se propone como alternativa a los combustibles fósiles y al hidrógeno, especialmente en el transporte marítimo . Al ser líquido a temperatura ambiente bajo su propia presión de vapor y tener una alta densidad energética volumétrica y gravimétrica, el amoníaco se considera un portador adecuado para el hidrógeno [ 93 ] y puede resultar más económico que el transporte directo de hidrógeno líquido [ 94 ] .
En comparación con el hidrógeno, el amoníaco es más fácil de almacenar. En comparación con el hidrógeno como combustible , el amoníaco es mucho más eficiente energéticamente y podría producirse, almacenarse y distribuirse a un costo mucho menor que el hidrógeno, que debe mantenerse comprimido o como líquido criogénico. [ 95 ] [ 96 ] La densidad de energía bruta del amoníaco líquido es de 11,5 MJ/L, [ 95 ] que es aproximadamente un tercio de la del diésel . El amoníaco también puede convertirse de nuevo en hidrógeno para ser utilizado en pilas de combustible de hidrógeno, o puede utilizarse directamente en pilas de combustible de amoníaco directo de óxido sólido de alta temperatura para proporcionar fuentes de energía eficientes que no emiten gases de efecto invernadero . [ 97 ] [ 98 ] La conversión de amoníaco a hidrógeno puede lograrse mediante el proceso de amida de sodio [ 99 ] o la descomposición catalítica del amoníaco utilizando catalizadores sólidos. [ 100 ]
La producción de amoníaco genera actualmente el 1,8 % de las emisiones globales de CO₂ . El «amoníaco verde» se produce utilizando hidrógeno verde (hidrógeno producido por electrólisis con electricidad procedente de energías renovables ), mientras que el «amoníaco azul» se produce utilizando hidrógeno azul (hidrógeno producido por reformado de metano con vapor) donde el dióxido de carbono se ha capturado y almacenado. [ 101 ] En 2020, Arabia Saudita envió 40 toneladas métricas de «amoníaco azul» líquido a Japón para su uso como combustible, en un hecho sin precedentes a nivel mundial. [ 102 ] Este amoníaco se produjo como subproducto de la industria petroquímica y puede quemarse sin emitir gases de efecto invernadero . Su densidad energética por volumen es casi el doble que la del hidrógeno líquido. Si el proceso de producción se pudiera ampliar utilizando únicamente recursos renovables, generando amoníaco verde, podría marcar una gran diferencia en la lucha contra el cambio climático . [ 103 ]
Buques y transporte marítimo
El amoníaco verde se considera un combustible potencial para nuevos buques , incluidos los futuros buques portacontenedores . Se espera que el uso de amoníaco como fuente de combustible para el transporte marítimo aumente [ 104 ]. La AIE pronostica que el amoníaco cubrirá aproximadamente el 45 % de la demanda de combustible para el transporte marítimo para 2050 [ 105 ].
En 2020, las empresas DSME y MAN Energy Solutions anunciaron la construcción de un barco basado en amoníaco; DSME planea comercializarlo para 2025. [ 106 ] También se está explorando el uso de amoníaco como combustible alternativo potencial para motores a reacción de aeronaves . [ 107 ] Además, se han investigado configuraciones de motores híbridos para aviación supersónica que emplean combustible de amoníaco. [ 108 ] Japón está implementando un plan para desarrollar tecnología de co-combustión de amoníaco que puede 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 de otros países asiáticos a acelerar su transición a la neutralidad de carbono . [ 109 ] En octubre de 2021, se celebró la primera Conferencia Internacional sobre Amoníaco como Combustible (ICFA2021). [ 110 ] [ 111 ]
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 2000 kilovatios, consiguiendo una generación de energía verdaderamente libre de CO₂ . [ 112 ] En julio de 2022, las naciones del Quad (Japón, Estados Unidos, Australia e India) acordaron promover el desarrollo tecnológico del hidrógeno y el amoníaco como combustibles de combustión limpia en la primera reunión energética del grupo de seguridad. [ 113 ] A partir de 2022Sin embargo, se producen cantidades significativas de NO x . [ 114 ] El óxido nitroso también puede ser un problema, ya que es un " gas de efecto invernadero que se sabe que posee hasta 300 veces el potencial de calentamiento global (PCG) del dióxido de carbono ". [ 115 ]
Vehículos, aviación y espacio
Se han propuesto y utilizado ocasionalmente motores de amoníaco, que utilizan amoníaco como fluido de trabajo . [ 116 ] El principio es similar al de una locomotora sin fuego , pero con amoníaco como fluido de trabajo, en lugar de vapor o aire comprimido. Los motores de amoníaco se utilizaron experimentalmente en el siglo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y por la línea de tranvías de St. Charles en Nueva Orleans en las décadas de 1870 y 1880, [ 117 ] y durante la Segunda Guerra Mundial se utilizó amoníaco para impulsar autobuses en Bélgica . [ 118 ]
A veces se propone el amoníaco como una alternativa práctica al combustible fósil para motores de combustión interna . [ 118 ] [ 119 ] [ 120 ] [ 121 ] Sin embargo, el amoníaco no se puede usar fácilmente en los motores de ciclo Otto existentes debido a su rango de inflamabilidad muy estrecho . A pesar de esto, se han realizado varias pruebas. [ 122 ] [ 123 ] [ 124 ] Su alto índice de octano de 120 [ 125 ] y baja temperatura de llama [ 126 ] permite el uso de altas relaciones de compresión sin la penalización de una alta producción de NO x . Dado que el amoníaco no contiene carbono, su combustión no puede producir dióxido de carbono , monóxido de carbono , hidrocarburos o hollín . A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado , el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. [ 127 ] La descomposición del amoníaco es un proceso ligeramente endotérmico que requiere 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol ) de amoníaco y produce hidrógeno y nitrógeno gaseoso.
Los motores de cohete también se han alimentado con amoníaco. El motor de cohete XLR99 de Reaction Motors , que impulsaba el avión de investigación hipersónico X-15, utilizaba amoníaco líquido. Si bien no era tan potente como otros combustibles, no dejaba hollín en el motor de cohete reutilizable, y su densidad coincidía aproximadamente con la del oxidante, el oxígeno líquido , lo que simplificó el diseño de la aeronave. El amoníaco líquido también es una alternativa atractiva al hidrógeno líquido como propulsor de cohetes termonucleares , ya que ofrece un mayor empuje (con una menor eficiencia de combustible ). [ 128 ]
centrales eléctricas
La empresa ACWA Power y la ciudad de Neom han anunciado la construcción de una planta de hidrógeno verde y amoníaco en 2020. [ 129 ]
Otro
Remediación de emisiones gaseosas
El amoníaco se utiliza para eliminar el SO₂ procedente de la combustión de combustibles fósiles, y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para su uso como fertilizante. El amoníaco neutraliza los contaminantes de óxido de nitrógeno ( NOₓ ) emitidos por los motores diésel. Esta tecnología, denominada SCR ( reducción catalítica selectiva ), se basa en un catalizador a base de vanadio . [ 130 ]
El amoníaco puede utilizarse para mitigar los derrames gaseosos de fosgeno . [ 131 ]
Estimulante
El amoníaco, en forma de vapor liberado por las sales aromáticas , se ha utilizado ampliamente como estimulante respiratorio. El amoníaco se usa comúnmente en la fabricación ilegal de metanfetamina mediante la reducción de Birch . [ 133 ] El método de Birch para fabricar metanfetamina es peligroso porque tanto el metal alcalino como el amoníaco líquido son extremadamente reactivos, y la temperatura del amoníaco líquido lo hace susceptible a la ebullición explosiva cuando se agregan los reactivos. [ 134 ]
Textil
El amoníaco líquido se utiliza para el tratamiento de materiales de algodón, otorgándoles propiedades como la mercerización , mediante el uso de álcalis. En particular, se utiliza para el prelavado de la lana. [ 135 ]
Gas de elevación
A temperatura y presión estándar, el amoníaco es menos denso que la atmósfera y tiene aproximadamente entre el 45 % y el 48 % del poder de elevación del hidrógeno o el helio . En ocasiones, el amoníaco se ha utilizado 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 refrigerarse y licuarse a bordo de un dirigible para reducir la sustentación y añadir lastre (y volver a gasearse para aumentar la sustentación y reducir el lastre). [ 136 ]
Furia
El amoníaco se ha utilizado para oscurecer el roble blanco aserrado en cuartos en muebles de estilo Arts & Crafts y Mission. Los vapores de amoníaco reaccionan con los taninos naturales de la madera y provocan un cambio de color. [ 137 ]
Agente de limpieza
El amoníaco se utiliza como ingrediente en diversos productos de limpieza, como Windex (hasta 2006), en forma de solución de amoníaco .
Seguridad
La Administración de Seguridad y Salud Ocupacional de EE. UU. (OSHA) 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. [ 139 ] El Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH) redujo recientemente el IDLH (Inmediatamente Peligroso para la Vida o la Salud, el nivel al que un trabajador sano puede estar expuesto durante 30 minutos sin sufrir efectos irreversibles en la salud) de 500 a 300 ppm basándose en interpretaciones más conservadoras recientes de la investigación original de 1943. Otras organizaciones tienen niveles de exposición variables. Las normas de la Marina de EE. UU. [US Bureau of Ships 1962] establecen concentraciones máximas permitidas (MAC): para exposición continua (60 días) es de 25 ppm; para exposición de 1 hora es de 400 ppm. [ 140 ]
El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite de exposición permisible es de 25 ppm , y es letal por encima de 500 ppm en volumen. [ 141 ]
El vapor de amoníaco tiene un olor penetrante, irritante y fuerte que actúa como advertencia de una exposición potencialmente peligrosa. El umbral de olor promedio 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. [ 139 ] El amoníaco está regulado en los EE. UU. como un gas no inflamable, pero cumple con la definición de un material tóxico por inhalación y requiere un permiso de seguridad para materiales peligrosos cuando se transporta en cantidades superiores a 3500 galones estadounidenses (13 000 L; 2900 galones imperiales ) . [ 142 ]
Toxicidad
La toxicidad de las soluciones de amoníaco no suele causar problemas a los humanos ni a otros mamíferos, ya que poseen vías metabólicas que impiden su acumulación en el torrente sanguíneo. El amoníaco se convierte en carbamoilfosfato mediante la enzima carbamoilfosfato sintetasa y luego entra en el ciclo de la urea , donde se incorpora a los aminoácidos o se excreta como urea. [ 143 ]
Los peces y anfibios carecen de este mecanismo interno de desintoxicación porque normalmente eliminan el amoníaco directamente en el agua circundante. Como resultado, son muy sensibles a las concentraciones ambientales elevadas: incluso niveles diluidos en el agua pueden impedir la excreción y provocar una acumulación tóxica. Por esta razón, el amoníaco en los ambientes acuáticos se clasifica como peligroso para el medio ambiente . El amoníaco atmosférico también desempeña un papel clave en la formación de material particulado fino . [ 144 ]
El amoníaco también es un componente del humo del tabaco . [ 145 ]
aguas residuales de la coquización
El amoníaco está presente en las aguas residuales de la coquización, como subproducto líquido de la producción de coque a partir del carbón . [ 146 ] En algunos casos, el amoníaco se descarga al medio marino , donde actúa como contaminante. La acería de Whyalla, en Australia Meridional, es un ejemplo de una planta productora de coque que descarga amoníaco en aguas marinas. [ 147 ]
Acuicultura
Se cree que la toxicidad del amoníaco es una causa de pérdidas inexplicables en las piscifactorías . El exceso de amoníaco puede acumularse y causar alteraciones en el metabolismo o aumentos en el pH corporal del organismo expuesto. La tolerancia varía entre las especies de peces. [ 148 ] A concentraciones más bajas, alrededor de 0,05 mg/L, el amoníaco no ionizado es perjudicial para las especies de peces y puede provocar un crecimiento deficiente y tasas de conversión de alimento reducidas, fecundidad y fertilidad reducidas y aumento del estrés y la susceptibilidad a infecciones y enfermedades bacterianas. [ 149 ] Expuestos a un exceso de amoníaco, los peces pueden sufrir pérdida del equilibrio, hiperexcitabilidad, aumento de la actividad respiratoria y la captación de oxígeno y aumento de la frecuencia cardíaca. [ 148 ] A concentraciones superiores a 2,0 mg/L, el amoníaco causa daños en las branquias y los tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y muerte. [ 148 ] [ 150 ] Los experimentos han demostrado que la concentración letal para diversas especies de peces oscila entre 0,2 y 2,0 mg/L. [ 150 ]
Durante el invierno, cuando se reduce la alimentación de los peces de acuicultura, los niveles de amoníaco pueden ser más altos. Las bajas temperaturas ambientales disminuyen la tasa de fotosíntesis de las algas, por lo que se elimina menos amoníaco por las algas presentes. En un entorno de acuicultura, especialmente a gran escala, no existe una solución 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 [ 150 ] y, en sistemas de aguas abiertas, al medio ambiente circundante.
Información de almacenamiento
Al igual que el propano , el amoníaco anhidro hierve por debajo de la temperatura ambiente a presión atmosférica. Un recipiente de almacenamiento capaz de 250 psi (1,7 MPa ) es adecuado para contener el líquido. [ 151 ] El amoníaco se utiliza en numerosas aplicaciones industriales que requieren recipientes de almacenamiento de acero al carbono o acero inoxidable. El amoníaco con al menos un 0,2 % en peso de agua no es corrosivo para el acero al carbono. Los tanques de almacenamiento de acero al carbono con NH 3 con un 0,2 % en peso o más de agua podrían durar más de 50 años en servicio. [ 152 ] Los expertos advierten que los compuestos de amonio no deben entrar en contacto con bases (a menos que sea en una reacción intencionada y contenida), ya que podrían liberarse cantidades peligrosas de gas amoníaco.
Laboratorio
Los riesgos de las soluciones de amoníaco dependen de su concentración: las soluciones de amoníaco diluidas suelen tener una concentración del 5 al 10 % en peso (< 5,62 mol/L); las soluciones concentradas se preparan generalmente a una concentración superior al 25 % en peso. Una solución al 25 % (en peso) tiene una densidad de 0,907 g/cm³ , y una solución con menor densidad estará más concentrada. La clasificación de las soluciones de amoníaco según la Unión Europea se muestra en la tabla.
El vapor de amoníaco de las soluciones concentradas es altamente 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 – véase § Propiedades ) pueden generar una presión significativa dentro de un frasco cerrado en climas cálidos, y los expertos también advierten que el frasco debe abrirse con cuidado. Esto no suele ser un problema para las soluciones al 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. Asimismo, advierten que el contacto prolongado de soluciones de amoníaco con sales de plata , mercurio o yoduro también puede generar productos explosivos: estas mezclas suelen formarse en análisis inorgánicos cualitativos , y que es necesario acidificar ligeramente la solución, pero no concentrarla (<6% p/v), antes de desecharla una vez finalizado el análisis.
Uso en laboratorio de amoníaco anhidro (gaseoso o líquido)
El amoníaco 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 Estados Unidos es de 50 ppm (35 mg/m³ ) , mientras que la concentración IDLH se estima en 300 ppm. La exposición repetida al amoníaco disminuye la sensibilidad al olor del gas: normalmente, el olor es detectable a concentraciones inferiores a 50 ppm, pero las personas desensibilizadas pueden no detectarlo incluso a concentraciones de 100 ppm. El amoníaco anhidro corroe las aleaciones que contienen cobre y zinc , por lo que los accesorios de latón no son adecuados para manipular 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 explosivo primario de alta potencia , se forma cuando el amoníaco entra en contacto con el yodo . El amoníaco provoca la polimerización explosiva del óxido de etileno . También forma compuestos fulminantes explosivos con compuestos de oro , plata , mercurio , germanio o telurio , y con estibina . Asimismo, se han reportado reacciones violentas con acetaldehído , soluciones de hipoclorito , ferricianuro de potasio y peróxidos .
Producción
El amoníaco tiene una de las tasas de producción más altas de cualquier compuesto químico inorgánico. La producción a veces se expresa en términos de "nitrógeno fijado". La producción mundial se estimó en 160 millones de toneladas en 2020 (147 toneladas de nitrógeno fijado). [ 154 ] China representó el 26,5% de esa cantidad, seguida de Rusia con el 11,0%, Estados Unidos con el 9,5% e India con el 8,3%. [ 154 ]
Antes del comienzo de la Primera Guerra Mundial , la mayor parte del amoníaco se obtenía por destilación seca [ 155 ] de productos de desecho vegetales y animales nitrogenados, incluido el estiércol de camello , donde se destilaba por reducción de ácido nitroso y nitritos con hidrógeno; además, se producía por destilación de carbón y también por descomposición de sales de amonio por hidróxidos alcalinos [ 156 ] como la cal viva : [ 31 ]
Para la síntesis a pequeña escala en laboratorio, se puede calentar urea e hidróxido de calcio o hidróxido de sodio :
Haber-Bosch
El proceso Haber , [ 157 ] también llamado proceso Haber-Bosch, es el principal procedimiento industrial para la producción de amoníaco . [ 158 ] [ 159 ] Convierte el nitrógeno atmosférico (N 2 ) en amoníaco (NH 3 ) mediante una reacción con hidrógeno (H 2 ) utilizando hierro metálico finamente dividido como catalizador:
![{\displaystyle {\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}+{}3\,\mathrm {H} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}{}\mathrel {\longrightleftharpoons } {}2\,\mathrm {NH} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{3}}}\qquad {\Delta H_{\mathrm {298~K} }^{\circ }=-92,28~{\text{kJ por mol de }}{\mathrm {N} {\vphantom {A}}_{\smash[{t}]{2}}}}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/ba3d04f7488f3eb39ea50f0c05bccf43243ae4fe)
Esta reacción es exotérmica , pero energéticamente desfavorable, ya que cuatro equivalentes de gases reactivos se convierten en dos equivalentes de gas producto. Sin embargo, debido a las elevadas barreras cinéticas para la ruptura de enlaces, se requieren altas presiones y temperaturas para impulsar la reacción . El proceso Haber fue creado inicialmente por el químico alemán Fritz Haber y, años después, desarrollado por Carl Bosch.
Los químicos alemanes Fritz Haber y Carl Bosch desarrollaron el proceso en la primera década del siglo XX, y su mayor eficiencia con respecto a los métodos existentes, como los procesos Birkeland-Eyde y Frank-Caro, representó un avance importante en la producción industrial de amoníaco. [ 160 ] [ 161 ] [ 162 ]
El proceso Haber se puede combinar con el reformado con vapor para producir amoníaco con solo tres insumos químicos: agua, gas natural y nitrógeno atmosférico. Tanto Haber como Bosch fueron galardonados con el Premio Nobel de Química : Haber en 1918 por la síntesis de amoníaco específicamente, y Bosch en 1931 por sus contribuciones relacionadas con la química a alta presión .
Electroquímica
La síntesis electroquímica de amoníaco implica la formación reductiva de nitruro de litio , que puede protonarse a amoníaco, dada una fuente de protones . El primer uso de esta química se reportó en 1930, donde se utilizaron soluciones de litio en etanol para producir amoníaco a presiones de hasta 1000 bar, con el etanol actuando como fuente de protones. [ 163 ] Más allá de simplemente mediar la transferencia de protones a la reacción de reducción de nitrógeno, se ha descubierto que el etanol desempeña un papel multifacético, influyendo en las transformaciones del electrolito y contribuyendo a la formación de la interfase de electrolito sólido, lo que mejora la eficiencia general de la reacción. [ 164 ] [ 165 ]
En 1994, Tsuneto et al. utilizaron la electrodeposición de litio en tetrahidrofurano para sintetizar amoníaco a presiones más moderadas con una eficiencia faradaica razonable . [ 166 ] Estudios posteriores han explorado más a fondo el sistema etanol-tetrahidrofurano para la síntesis electroquímica de amoníaco. [ 165 ] [ 167 ]
En 2020, se demostró que un electrodo de difusión de gas independiente del disolvente mejoraba el transporte de nitrógeno al litio reactivo. Se lograron tasas de producción de NH₃ de hasta 30 ± 5 nmol/(s⋅cm² ) y eficiencias faradaicas de hasta 47,5 ± 4 % a temperatura ambiente y 1 bar de presión. [ 168 ]
En 2021, se demostró que el etanol podía ser reemplazado por una sal de tetraalquilfosfonio . [ 169 ] El estudio observó tasas de producción de NH 3 de 53 ± 1 nmol/(s⋅cm 2 ) a 69 ± 1% de eficiencia faradaica en experimentos bajo 0,5 bar de hidrógeno y 19,5 bar de presión parcial de nitrógeno a temperatura ambiente. [ 169 ] Se está desarrollando tecnología basada en esta electroquímica para la producción comercial de fertilizantes y combustibles. [ 170 ] [ 171 ]
En 2022, se produjo amoníaco mediante un proceso mediado por litio en un electrolizador de flujo continuo, demostrando también el uso de hidrógeno gaseoso como fuente de protones. El estudio sintetizó amoníaco con una eficiencia faradaica del 61 ± 1% a una densidad de corriente de −6 mA/cm² a 1 bar y temperatura ambiente. [ 172 ]
Bioquímica y medicina
El amoníaco es esencial para la vida. [ 174 ] Por ejemplo, es necesario para la formación de aminoácidos y ácidos nucleicos , componentes básicos de la vida. Sin embargo, el amoníaco es bastante tóxico. Por lo tanto, la naturaleza utiliza transportadores de amoníaco. Dentro de la célula, el glutamato cumple esta función. En el torrente sanguíneo, la glutamina es una fuente de amoníaco. [ 175 ]
La etanolamina, necesaria para las membranas celulares, es el sustrato de la etanolamina amoníaco-liasa , que produce amoníaco: [ 176 ]
El amoníaco es tanto un desecho metabólico como un insumo metabólico en toda la biosfera . Es una fuente importante de nitrógeno para los sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75%), pocos seres vivos son capaces de utilizarlo en su forma diatómica , el gas N₂ . 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 la materia en descomposición. Otras, como las leguminosas fijadoras de nitrógeno , se benefician de relaciones simbióticas con bacterias rizobias que producen amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico. [ 177 ]
En los seres humanos, la inhalación de amoníaco en altas concentraciones puede ser mortal. La exposición al amoníaco puede causar dolores de cabeza , edema , deterioro de la memoria, convulsiones y coma , ya que es neurotóxico . [ 178 ]
Biosíntesis
En ciertos organismos, el amoníaco se produce a partir del nitrógeno atmosférico mediante enzimas llamadas nitrogenasas . El proceso global se denomina fijación de nitrógeno . Se han realizado grandes esfuerzos para comprender el mecanismo de la fijación biológica de nitrógeno. El interés científico en este problema se debe a la estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste en un conjunto Fe₇MoS₉ . [ 179 ]
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 animales acuáticos. En los humanos, se convierte rápidamente en urea (por el hígado ), que es mucho menos tóxica, especialmente menos básica . Esta urea es un componente principal del peso seco de la orina . La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles excretan ácido úrico únicamente como desecho nitrogenado.
Fisiología
El amoníaco desempeña un papel tanto en la fisiología animal normal como en la patológica . Se biosintetiza mediante el metabolismo normal de los 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 provocar niveles elevados de amoníaco en sangre ( hiperamonemia ). Asimismo, los defectos en las enzimas responsables del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa , dan lugar a la hiperamonemia . La hiperamonemia contribuye a la confusión y el coma de la encefalopatía hepática , así como a la enfermedad neurológica común en personas con defectos del ciclo de la urea y acidurias orgánicas . [ 180 ]
El amoníaco es importante para el equilibrio ácido-base normal en los animales. Tras la formación de amonio a partir de glutamina , el α-cetoglutarato puede degradarse para producir dos iones bicarbonato , que actúan como amortiguadores de 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 a través de los túbulos renales , combinarse con un ion hidrógeno y, por lo tanto, permitir una mayor excreción de ácido . [ 181 ]
Excreción
Los iones amonio son un producto de desecho tóxico del metabolismo en los animales . En peces e invertebrados acuáticos, se excreta directamente al agua. En mamíferos, tiburones y anfibios, se convierte en urea en el ciclo de la 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, se puede excretar con una mínima pérdida de agua. [ 182 ]
Suceso extraterrestre
Se ha detectado amoníaco en las atmósferas de los planetas gigantes Júpiter , Saturno , Urano y Neptuno , junto con otros gases como metano , hidrógeno y helio . El interior de Saturno podría contener cristales de amoníaco congelados. [ 183 ]
Espacio interestelar
El amoníaco se detectó por primera vez en el espacio interestelar en 1968, basándose en emisiones de microondas desde la dirección del núcleo galáctico . [ 184 ] Esta fue la primera molécula poliatómica en ser detectada de esta manera. La sensibilidad de la molécula a un amplio rango de excitaciones y la facilidad con la que se puede observar en varias regiones han hecho del amoníaco una de las moléculas más importantes para los estudios de nubes moleculares . [ 185 ] 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 . [ 186 ]
Desde su descubrimiento interestelar, el NH₃ ha demostrado ser una herramienta espectroscópica invaluable para el estudio del medio interestelar. Gracias a su gran número de transiciones sensibles a una amplia gama de condiciones de excitación, el NH₃ ha sido ampliamente detectado astronómicamente; su detección se ha reportado en cientos de artículos científicos. A continuación, se presenta una muestra de artículos que ilustran la variedad de detectores utilizados para identificar el amoníaco.
El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para diversas áreas de investigación en las últimas décadas. Algunas de ellas se describen a continuación y se centran principalmente en el uso del amoníaco como termómetro interestelar.
Mecanismos de formación interestelar
Se ha medido la abundancia interestelar de amoníaco en diversos entornos. Se ha estimado que la relación [ NH₃ ] /[ H₂ ] varía desde 10⁻⁷ en pequeñas nubes oscuras [ 187 ] hasta 10⁻⁵ en el núcleo denso del complejo de nubes moleculares de Orión . [ 188 ] Aunque se han propuesto un total de 18 rutas de producción, [ 189 ] el principal mecanismo de formación del NH₃ interestelar es la reacción:
La constante de velocidad, k , de esta reacción depende de la temperatura del entorno, con un valor dea 10 K. [ 190 ] La constante de velocidad se calculó a partir de la fórmula . Para la reacción de formación primaria, a = 1,05 × 10 −6 y B = −0,47 . Suponiendo unaabundancia de NH + 4 dey una abundancia de electrones de 10 −7 típica de las nubes moleculares, la formación procederá a una tasa de1,6 × 10 −9 cm −3 s −1 en una nube molecular de densidad total10 5 cm −3 . [ 191 ]
Todas las demás reacciones de formación propuestas tienen constantes de velocidad entre dos y trece órdenes de magnitud menores, lo que hace que su contribución a la abundancia de amoníaco sea relativamente insignificante. [ 192 ] Como ejemplo de la pequeña contribución que desempeñan otras reacciones de formación, la reacción:
tiene una constante de velocidad de 2,2 × 10 −15 . Suponiendo densidades de H 2 de 10 5 y una relación [ NH 2 ]/[ H 2 ] de 10 −7 , esta reacción procede a una velocidad de 2,2 × 10 −12 , más de tres órdenes de magnitud más lenta que la reacción primaria anterior.
Algunas de las otras posibles reacciones de formación son:
Mecanismos de destrucción interestelar
Hay un total de 113 reacciones propuestas que conducen a la destrucción de NH₃ . De estas, 39 fueron tabuladas en tablas extensas de la química entre compuestos de C, N y O. [ 193 ] Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación: [ 185 ]
con constantes de velocidad de 4,39×10 −9 [ 194 ] y 2,2×10 −9 , [ 195 ] respectivamente. Las ecuaciones anteriores ( 1 , 2 ) se ejecutan a una velocidad de 8,8×10 −9 y 4,4×10 −13 , respectivamente. Estos cálculos asumieron las constantes de velocidad y abundancias dadas de [ NH 3 ]/[ H 2 ] = 10 −5 , [ [ H 3 ] + ]/[ H 2 ] = 2×10 −5 , [ HCO + ]/[ H 2 ] = 2×10 −9 , y densidades totales de n = 10 5 , típicas de nubes moleculares frías y densas. [ 196 ] 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 [ H 3 ] + .
Detecciones con una sola antena
Las observaciones radioeléctricas de NH₃ realizadas con el radiotelescopio Effelsberg de 100 m revelan que la línea de amoníaco se divide en dos componentes: una cresta de fondo y un núcleo no resuelto. El fondo coincide bien con las ubicaciones donde se detectó CO previamente. [ 197 ] El telescopio Chilbolton de 25 m en Inglaterra detectó firmas radioeléctricas de amoníaco en regiones H II , máseres de 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. [ 198 ]
Se observó radiación de microondas proveniente del amoníaco en varios objetos galácticos, incluyendo W3(OH), Orión A , W43 , W51 y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta tasa de detección indica que se trata de una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia. [ 199 ]
Estudios interferométricos
Las observaciones de NH₃ realizadas con el VLA en siete regiones con flujos gaseosos de alta velocidad revelaron condensaciones de menos de 0,1 pc en L1551, S140 y Cefeo A. Se detectaron tres condensaciones individuales en Cefeo A, una de ellas con una forma muy alargada. Estas podrían desempeñar un papel importante en la creación del flujo bipolar en la región. [ 200 ]
Se obtuvieron imágenes de amoníaco extragaláctico utilizando el VLA en IC 342. El gas caliente tiene temperaturas superiores a 70 K, lo que se infirió a partir de las relaciones de líneas de amoníaco y parece estar estrechamente asociado con las porciones más internas de la barra nuclear observada en CO. [ 201 ] El NH 3 también fue monitoreado por el 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. Con base en diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que, en general, tales cúmulos son probablemente los sitios de formación estelar masiva en una fase evolutiva temprana previa al desarrollo de una región HII ultracompacta. [ 202 ]
Detecciones infrarrojas
Se registró absorción a 2,97 micrómetros debida al amoníaco sólido en granos interestelares del objeto Becklin-Neugebauer y probablemente también en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de líneas de absorción de hielo previamente poco comprendidas y relacionadas. [ 203 ]
Se obtuvo un espectro del disco de Júpiter desde el Observatorio Aerotransportado Kuiper , que abarca 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. [ 204 ]
Se analizaron un total de 149 posiciones de nubes oscuras en busca de evidencia de "núcleos densos" utilizando la línea de inversión rotatoria (J,K) = (1,1) del NH₃ . En general, los núcleos no tienen forma esférica, con relaciones de aspecto que varían de 1,1 a 4,4. También se encontró que los núcleos con estrellas tienen líneas más anchas que los núcleos sin estrellas. [ 205 ]
Se ha detectado amoníaco en la Nebulosa de Draco y en una o posiblemente dos nubes moleculares asociadas con los cirros infrarrojos galácticos de alta latitud . Este hallazgo es significativo porque podrían representar los lugares de nacimiento de las estrellas de tipo B con metalicidad de Población I en el halo galáctico, que podrían haberse originado en el disco galáctico. [ 206 ]
Observaciones de nubes oscuras cercanas
Al equilibrar la emisión estimulada con la emisión espontánea, es posible establecer una relación entre la temperatura de excitación y la densidad. Además, dado que los niveles de transición del amoníaco pueden aproximarse mediante un sistema de dos niveles a bajas temperaturas, este cálculo resulta bastante sencillo. Esta premisa puede aplicarse a las nubes oscuras, regiones donde se sospecha que existen temperaturas extremadamente bajas y que podrían ser lugares de formación estelar futura. 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 la relación de líneas proporcionan una medición de la temperatura de la nube independiente de las observaciones previas de CO. 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, que se han calculado 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 lugares de formación estelar futura.
Regiones UC HII
Las regiones HII ultracompactas se encuentran entre los mejores indicadores de la formación de estrellas de alta masa. El material denso que rodea estas regiones es probablemente de naturaleza principalmente molecular. Dado que un estudio completo de la formación de estrellas masivas implica necesariamente la nube de la que se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular circundante. Al poder resolverse espacialmente este material molecular, es posible determinar las fuentes de calentamiento/ionización, las temperaturas, las masas y los tamaños de las regiones. Los componentes de velocidad con desplazamiento Doppler permiten separar regiones distintas de gas molecular, lo que posibilita el seguimiento de los flujos de salida y los núcleos calientes originados por las estrellas en formación.
detección extragaláctica
Se ha detectado amoníaco en galaxias externas, [ 207 ] [ 208 ] y, al medir simultáneamente varias líneas, es posible medir directamente la temperatura del gas en estas galaxias. Las relaciones de líneas implican que las temperaturas del gas son cálidas (≈50 K), originadas por nubes densas con tamaños de decenas de pársecs. Esta imagen es consistente con la imagen dentro de nuestra galaxia , la Vía Láctea : núcleos moleculares densos y calientes se forman alrededor de estrellas recién formadas incrustadas en nubes más grandes de material molecular a escala de varios cientos de pársecs (nubes moleculares gigantes; CMG).
Véase también
- Amoníaco (página de datos) – Página de datos químicos
- Fuente de amoníaco – Tipo de demostración química
- Producción de amoníaco : panorama general de la historia y los métodos para producir NH₃ .
- Solución de amoníaco – Compuesto químico
- Costo de la electricidad por fuente : comparación de los costos de diferentes fuentes de generación de electricidad.
- Gas de formación : mezcla de hidrógeno y nitrógeno.
- Proceso Haber : proceso industrial para la producción de amoníaco.
- Hidrazina : líquido incoloro e inflamable con olor a amoníaco.
- Purificación del agua : proceso de eliminación de impurezas del agua.
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Obras citadas
- "Aqua Ammonia" . airgasspecialtyproducts.com. Archivado del original el 19 de noviembre de 2010. Consultado el 28 de noviembre de 2010 .
- Este artículo incorpora texto de una publicación que ahora es de dominio público : Chisholm, Hugh , ed. (1911). " Amoniaco ". Encyclopædia Britannica . Vol. 1 (11.ª ed.). Cambridge University Press. págs. 861–863 .
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Lecturas adicionales
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- Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan (1997). Química de los elementos (2.ª ed.). Butterworth-Heinemann. doi : 10.1016/C2009-0-30414-6 . ISBN 978-0-08-037941-8.
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Enlaces externos
- Ficha Internacional de Seguridad Química 0414 (amoniaco anhidro), ilo.org.
- Ficha Internacional de Seguridad Química 0215 (soluciones acuosas), ilo.org.
- CID 222 de PubChem
- "Ammoniac etsolutions aqueuses" (en francés). Instituto Nacional de Investigación y Seguridad. Archivado desde el original el 11 de diciembre de 2010.
- Respuesta de emergencia ante derrames de fertilizantes de amoníaco para el Departamento de Agricultura de Minnesota. ammoniaspills.org
- Página del Instituto Nacional para la Seguridad y Salud Ocupacional – Amoníaco , cdc.gov
- Guía de bolsillo del NIOSH sobre riesgos químicos: amoníaco , cdc.gov
- Amoníaco, video
- Amoníaco
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