CARACTERÍSTICA USO Y PROPIEDADES DEL AMONIACO EN LA LIMPIEZA Y LA SALUD
Por: Daniel Paez
FUENTE WILKIPEDIA
El amoníaco, amoniaco, azano, espíritu de Hartshorn o gas de amonio es un compuesto químico de nitrógenocon la fórmula química NH3. Es un gas incoloro con un característico olor acre. El amoníaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de comida y fertilizante. El amoníaco directa o indirectamente, es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y también es usado en diversos productos comerciales de limpieza. Pese a su gran uso, el amoníaco es cáustico y peligroso. La producción industrial del amoníaco del 2012 se anticipó a ser 198 000 000 toneladas, siendo un 35% de incremento con respecto al año 2006, con 146 500 000 toneladas.2
NH3 ebulle a los -33.34ºC con una presión de una atmósfera, esto ayuda a que se pueda conservarlo
en estado líquido bajo presión con bajas temperaturas. El amoníaco casero o Hidróxido de amoníaco es una solución de NH3en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30% por peso de amoníaco) estando en típicas concentraciones altas del producto commercial.3
Según la teoría de repulsión entre pares de electrones de la capa de valencia, los pares electrónicos de valencia del nitrógeno en la molécula se orientan hacia los vértices de un tetraedro, distribución característica cuando existe hibridación sp³. Existe un par solitario, por lo que la geometría de la molécula es piramidal trigonal (grupo puntual de simetría C3v). En disolución acuosa se puede comportar como una base y formarse el ion amonio, NH4+, con unátomo de hidrógeno en cada vértice de un tetraedro.
El amoníaco, a temperatura ambiente, es un gas incoloro de olor muy penetrante y nauseabundo. Se produce naturalmente por descomposición de la materia orgánica y también se fabrica industrialmente. Es fácilmente soluble y se evapora rápidamente. Generalmente se vende en forma líquida.
La cantidad de amoníaco producido industrialmente cada año es casi igual a la producida por la naturaleza. El amoníaco es producido naturalmente en el suelo por bacterias, por plantas y animales en descomposición y por desechos animales. El amoníaco es esencial para muchos procesos biológicos.
La mayor parte (más del 80 %) del amoníaco producido en plantas químicas es usado para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa ypapel, alimentos y bebidas, productos de limpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. También se usa en sales aromáticas.
Por su pH alcalino, es capaz de reaccionar con ácidos produciendo sales de amonio.
Su nombre fue dado por el químico sueco Torbern Bergman al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, en Libia y viene del griego, ammōniakón, que significa lo perteneciente a Amón.4 5
APARICION NATURAL DEL AMONIACO
El amoníaco es encontrado en pequeñas cantidades en la atmósfera, siendo producido por la putrefacción de la materia nitrogenada proveniente de plantas y animales. El amoníaco y sales de amonio también se encuentran en pequeñas cantidades en el agua de lluvia, donde el cloruro de amonio y sulfato de amonio se encuentran en zonas volcánicas; los cristales de bicarbonato de amonio se han encontrado en la Patagonia, guano. El riñón secreta amoníaco para neutralizar el exceso de ácido.6 Las sales de amoníaco se encuentran distribuídas a través de suelo fértil y en el océano. El amoníaco también se encuentra a través del Sistema Solar en Pluto, Marte, Júpiter,Saturno, Urano y Neptuno. Las sustancias que contienen amoníaco , o aquellas que son similar a él, se llamanamoniacal .
El amoníaco es un gas incoloro con un olor desagradable. Es más ligero que el aire, su denisdad es 0.589 veces que el de el aire de la atmósfera. Es fácilmente condensado por sus fuertes puentes de hidrógeno entre las moléculas; el líquido ebulle a -33.3ºC y se congela a los -77.7ºC en cristales blancos.7
El amoníaco se puede desodorizar fácilmente reaccionando con bicarbonato de sodio o ácido acético. Ambas reacciones forman sales de amoníaco sin olor.
- Sólido
- la simetría del cristal es cúbico, Su símbolo pearson es CP16, grupo espacial P213 No.198, constante de red 0.5125 nm.8
- Líquido
- el amoníaco líquido posee fuertes fuerzas ionizantes reflejando su alta constante dieléctrica de 22. El amoníaco líquido tiene una muy alta entalpía de vaporización (23.35 kJ/mol, cf. agua 40.65 kJ/mol, metano 8.19 kJ/mol, fosfina 14.6 kJ/mol) y puede ser usado en laboratorios en vasos no aislados sin refrigeración.
- Propiedades disolventes
- el amoníaco es miscible con agua. En una solución acuosa, puede salir con ebullición. La solución acuosa de amoníaco es una base. La concentración máxima de amoníaco en agua tiene una densidad de 0.880 g/cm3 y es frecuentemente sabido como 'amoníaco 0.880'. El amoníaco no se quema ni sostiene combustión, excepto bajo estrechas mezclas de combustible de 15 a 25% de aire.
- Combustión
- cuando se mezcla oxígeno, se quema con una llama de color verde amarillento pálido. En una alta temperatura y en la presencia de un catalizador, el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. La combustión ocurre cuando la clorina pasa a amonio, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno; si la clorina esta en exceso, se forma el explosivo tricloruro de nitrógeno (NCl3).
Estructura[editar]
La molécula de amoníaco tiene una forma trigonal piramidal, como lo predice la valencia de electrones shell de la teoría de repulsión de los pares, con un ángulo de enlace determinado de 106.7º.9 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 son acomodan tetraédricamente. Tres de esos pares de electrones se usan como enlaces pares, lo que deja un par de electrones. El par de electrones libres repelan más fuerte los pares de enlaces, entonces, el ángulo del enlace es 109.5º, como se espera por un acomodo tetrahedral, pero es medido con 106.7º. 9 El átomo de nitrógeno en la molécula tiene un par de electrones libres, lo cual provoca que el amoníaco sea una base, aceptador de protones. Esta forma le da a la molécula un momento dipolo y lo hace una Molécula polar. La polaridad de la molécula y, especialmente, su habilidad para formar puentes de hidrógeno, hace que el amoníaco sea altamente miscible en agua. El amoníaco es moderadamente básico, una solución acuosa a 1.0 Molar tiene un pH de 11.6 y si un ácido fuerte es agregado a la solución hasta que la solución alcance un pH neutral (pH=7), 99.4% de las moléculas amoníaco se protonan. La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de NH4+. Lo resultante tiene una forma regular y es isoelectrónico con metano.
La molécula de amoníaco fácilmente experimenta inversión del nitrógeno a temperatura ambiente; una analogía útil es que cuando una sombrilla gira al revés en un fuerte viento. La barrera de energía a esta inversión es de 24.7 kJ/mol, y la frecuencia resonante es de 23.79 Hz, correspondiente a la radicación de unmicroondas con una longitud de onda de 1.260 cm. La absorción a esta frecuencia fue la primera espectroscopia de microondas observada.10
Anfotericidad[editar]
Una de las características más importantes del amoníaco es su basicidad. El amoníaco es considerado una base débil. Se combina con ácidos para formar sales; sin embargo, con Ácido clorhídrico forma Cloruro de Amonio; con Ácido nítrico, Nitrato de amonio, etc. De cualquier modo, amoníaco perfectamente seco no se combina con Cloruro de hidrógeno completamente seco; la humedad es necesaria para que se lleve a cabo la reacción11 Como una demostración del experimento, las botellas abiertas con amoníaco concentrado y ácido clorhídrico producen nubes de cloruro de amonio, que parecen aparecer "de la nada" mientras las sales forman donde las dos nubes de difusión de las moléculas se encuentran, en algún lugar entre las dos botellas.
- NH3 + HCl → NH4Cl
Las sales producidas por acción del amoníaco en ácidos son conocidos como Compuesto de amonio, lo cuales contienen el ión de amonio. (NH4+).
Aunque el amoníaco es conocido como base débil, también funciona como un ácido muy débil. Es una sustancia prótica is es capaz de formas amidas (las cuales contienen a nH2− ion). Por ejemplo, El litio disuelto en amoníaco líquido para dar una solución de Litio Amida.
- Li + NH3 → LiNH2 + ½ H2
Auto disociación[editar]
Así como el agua, el amoníaco sufre autoionización molecular para formar sus bases y ácido conjugados.
- 2 NH
3 (aq)
NH+
4 (aq) + NH−
2 (aq)
En presión y temperatura estándar , K=[NH+
4][NH−
2] = 10−30
4][NH−
2] = 10−30
Combustión[editar]
La combustión del amoníaco a nitrógeno y agua es una reacción exotérmica:
- 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O (g) (ΔH°r = −1267.20 kJ/mol)
El Poder calorífico, ΔH°c, expresado por mol de amoníaco y con una condensación de agua formada, es -382.81kJ/mol. Dinitrógeno es el produco termodinámico de una combustión: Todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto a N2 and O2, el cual es el principio detrás del convertido catalítico. Como sea, los óxidos de nitrógeno pueden ser formados por productos cinéticos en la presencia de una catálisis apropiada, una reacción de gran importancia industrial en la producción de Ácido nítrico:
- 4 NH3 + 5 O2 → 4 NO + 6 H2O
Una reacción subsecuente lleva NO2
- 2 NO + O2 → 2 NO2
La combustión de amoníaco en aire es muy difícil en la ausencia de un catalizador, pues la temperatura de la flama es normalmente menor que la de encendido de la mezcla de amoníaco con aire. El rango flameable de amoníaco en el aire es del 16% al 25%.12
Formación de otros compuestos[editar]
En química orgánica, el amoníaco puede actuar como nucleófilo en reacciones de sustitución nucleofílica. Se pueden formar aminas por la reacción del amoníaco con Haloalcanos, aunque el -NH2 resultando es también nucleofílico y aminas secundarias y terciarias se forman como subproductos. Un exceso de amoníaco ayuda a minimizar sustituciones múltiples, y neutraliza a los haluros de hidrógenos formados. La Metilamina es preparada comercialmente por la reacción de amoníaco con clorometano, y la reacción de amoníaco con ácido 2-bromopropanoico se ha usado para preparar alanina racémica en un rendimiento al 70%. LaEtanolamina se prepara por una reacción de oxidación con etileno: la reacción a veces permite producir dietalonamina y trietalonamina.
Las amidas pueden ser preparas por una reacción de amoníaco con derivados ácidos carboxílicos. El cloruro de acilo es el más reactivo, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble para neutralizar el ácido clorhídrico formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales amonio de ácidos carboxílicos pueden estar deshidratadas en amidas tanto tiempo que no haya térmicamente grupos sensitivos presentes: temperaturas de 150ºC a 200ºC son requeridas.
El hidrógeno en el amoníaco puede ser reemplazado por metales, así el magnesio quema en el gas con la formación de nitrato de magnesio Mg3N2, y cuando el gas pasa sobre sodio o potasio sobre calentado, sodamida, NaNH2, y potasamida, KNH2, se forman. Donde necesariamente en nomenclatura IUPAC, se prefiere "azano" como nombre del anomníaco: por lo tanto la cloramina se llamaría "cloroazano", no cloroamoníaco. El amoníaco pentavalaente es conocido como λ5-amino, o más comúnmente como hídrico de amonio. Es sólido cristalino es estable solamente en altas presiones, y se descompone de nuevo en amoníaco trivalente y gas hidrógeno en condiciones normales. Se ha investigado esta sustancia como posible combustible en 1966.13
Amoníaco como ligando[editar]
El amoníaco puede funcionar como un ligando en complejo de metales de transición. Es un donor-σ, en medio de las series espectroquímicas, y muestra un comportamiento intermedio en duro-blando. Algunos complejos de amoníaco incluyen 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH3)4(H2O)2]2+), ([Ag(NH3)2]+) que es la especie activa del agente de Tollen's. La formación de este complejo también puede distinguirse entre precipitados de diferentes haluros de plata: Cloruro de plata (AgCl) es soluble en una solución de amoníaco diluído (2M), el bromuro de plata (AgBr) es soluble solo en una solución de amoníaco concentrado, donde el yoduro de plata (AgCl) es insoluble en amoníaco líquido.
Los complejos de cromo se conocieron en el siglo XIX, y formaron la base de la teoría revolucionaria de Alfred Werner, sobre la estructura de la coordinación de compuestos. Werner notó solamente dos isómeros ("fac"- y "mer"-) del complejo [CrCl3(NH3)3] puede formarse, y concluyó que los ligados deben estar acomodados alrededor de los iones de metales en los vertices de un octahedron. Esta propuesta ha disido confirmada desde entonces por la Cristalografía de rayos X
Un amoníaco ligando unido a un ión metal es marcadamente más ácido que una molécula libre de amoníaco, aunque la desprotonación en una solución acuosa aún es raro.Un ejemplo es la reacción Calomel:
- Hg2Cl2 + 2 NH3 → Hg + HgCl(NH2) + NH4+ + Cl−
Amoníaco en teoría de grupos
El grupo puntual para amoníaco es C3v cuando el eje mayor va a través del nitrógeno vertical. Cuando el eje mayor esta hilado ya sea en sentido de las manecillas del reloj o al contrarió, en 120º, cada hidrógeno se mueve en la locación previa de otro hidrógeno. Otro aspecto del grupo puntal de C3v incluye tres planos verticales de simetrías que intercepta al nitrógeno y a uno de los hidrógenos permitiendo a los otros dos que se reflejen el uno con otro.
La matriz matemática para este subgrupo particular es complicado desde que las matrices producidas por las rotaciones o las reflexiones son reducibles comparadas a otras matrices que son irreducibles. Por eso, una transformación similar debe ser hecha en cada porción de la matriz que es reducible. La transformación similar para el amoníaco viene de los cálculos del diagrama orbital molecular de simetría adaptado a una combinación lineal para la contribución de enlaces de cada uno de los hidrógenos.
Detección y determinación
- Esta sección es sobre detección en el laboratorio.
Amoníaco en solución
El amoníaco y las sales de amonio pueden ser fácilmente detectadas, en rastros minutos, añadiendo la solución de Nessler, la cual le da una coloración amarilla en presentida del menor rastro amoníaco o sales de amonio. La cantidad de amoníaco en sales amonio puede ser estimado cuantitativamente por destilación de sales con hidróxido de sodio o hidróxido de potasio, el amoníaco evoluciona estando absorbido en un volumen conocido en ácido sulfúrico estándar y el exceso de ácido después determina el análisis volumétrico; o el amoníaco puede ser absorbido en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio se forma tan precipitado como el hexacloroplatinato de amonio, (NH4)2PtCl6.
Amoníaco gaseoso[editar]
Los palos de azufre se queman para detectar pequeñas fugas en los sistemas de refrigeración de amoníaco. Cantidades más grandes pueden ser detectadas calentando las sales con un álcali cáustico o con óxido de calcio, cuando el olor característico del amoníaco sea aparente. El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite permitido de exposición es 25ppm, y letal arriba 500ppm. 14 Concentraciones más altas son difícilmente detectadas por detectores convencionales, el tipo de defectos se escoge de acuerdo a la sensibilidad requerida (semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones arriba del 12.5% en volumen.15
Nitrógeno amoniacal (NH3-N)[editar]
El nitrógeno amoniacal (NH3-N) es una medida comúnmente usada para examinar la cantidad de iones amonio, derivados naturalmente del amoníaco, y regresado a amoníaco por procesos orgánicos, en agua o desechos líquidos. Es una medida usada principalmente para cuantificar valores en el tratamiento de desperdicio y sistemas de purificación de agua, así como medida de la salud reservas de agua natural y hecha por el hombre. Se mide en unidades de mg/L (miligramos/Litros).
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