Amônia -Ammonia

Amônia
Fórmula estrutural estéreo da molécula de amônia
Modelo de bola e vareta da molécula de amônia
Modelo de preenchimento de espaço da molécula de amônia
Nomes
Nome IUPAC
Amônia
Nome IUPAC sistemático
Azane
Outros nomes
Nitreto de hidrogênio
R-717, R717 (refrigerante)
Identificadores
Modelo 3D ( JSmol )
3DMet
3587154
ChEBI
ChEMBL
ChemSpider
ECHA InfoCard 100.028.760 Edite isso no Wikidata
Número CE
79
BARRI
Malha Amônia
Número RTECS
UNII
Número da ONU 1005
  • InChI=1S/H3N/h1H3 VerificaS
    Chave: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N VerificaS
  • InChI=1/H3N/h1H3
    Chave: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYAF
Propriedades
NH 3
Massa molar 17,031 g/mol
Aparência Gás incolor
Odor forte odor pungente
Densidade 0,86 kg/m 3 (1,013 bar no ponto de ebulição)

0,769 kg/m 3 (STP)
0,73 kg/m 3 (1,013 bar a 15 °C)
681,9 kg/m 3 a −33,3 °C (líquido) Veja também Amônia (página de dados)
817 kg/m 3 a −80 ° C (sólido transparente)

Ponto de fusão -77,73°C (-107,91°F; 195,42 K) ( ponto triplo a 6,060 kPa, 195,4 K)
Ponto de ebulição -33,34°C (-28,01°F; 239,81 K)
Ponto crítico ( T , P ) 132,4°C (405,5 K), 111,3 atm (11.280 kPa)
47% p/p (0°C)
31% p/p (25°C)
18% p/p (50°C)
Solubilidade solúvel em clorofórmio , éter , etanol , metanol
Pressão de vapor 857,3 kPa
Acidez (p K a ) 32,5 (-33°C), 9,24 (de amônio)
Basicidade (p K b ) 4,75
Ácido conjugado Amônio
Base conjugada Amida
−18,0·10 −6 cm3 / mol
1,3327
Viscosidade
Estrutura
C 3v
Pirâmide trigonal
1,42 D
Termoquímica
193 J·mol −1 ·K −1
Std entalpia de
formação
f H 298 )
−46 kJ·mol −1
Perigos
Rotulagem GHS :
GHS04: Gás Comprimido GHS05: Corrosivo GHS06: Tóxico GHS09: Risco ambiental
Perigo
H280 , H314 , H331 , H410
P260 , P273 , P280 , P303+P361+P353 , P304+P340+P311 , P305+P351+P338+P310
NFPA 704 (diamante de fogo)
3
1
0
Ponto de inflamação 132°C (270°F; 405K)
651°C (1.204°F; 924 K)
Limites explosivos 15,0–33,6%
Dose ou concentração letal (LD, LC):
LD 50 ( dose mediana )
0,015 mL/kg (humano, oral)
40.300 ppm (rato, 10 min)
28.595 ppm (rato, 20 min)
20.300 ppm (rato, 40 min)
11.590 ppm (rato, 1 h)
7338 ppm (rato, 1 h)
4837 ppm (rato, 1 h)
9859 ppm (coelho, 1 h)
9859 ppm (gato, 1 h)
2000 ppm (rato, 4 h)
4230 ppm (rato, 1 h)
LC Lo ( menor publicado )
5000 ppm (mamífero, 5 min)
5000 ppm (humano, 5 min)
NIOSH (limites de exposição à saúde dos EUA):
PEL (Permissível)
50 ppm (25 ppm ACGIH - TLV; 35 ppm STEL )
REL (recomendado)
TWA 25 ppm (18 mg/m 3 ) ST 35 ppm (27 mg/m 3 )
IDLH (perigo imediato)
300 ppm
Ficha de dados de segurança (SDS) ICSC 0414 (anidro)
Compostos relacionados
Outros cátions
Fosfina
Arsina
Estibina
Bismutina
Hidretos de nitrogênio relacionados
Hidrazina
Ácido Hidrazóico
Compostos relacionados
hidróxido de amônio
página de dados suplementares
Amônia (página de dados)
Exceto onde indicado de outra forma, os dados são fornecidos para materiais em seu estado padrão (a 25 °C [77 °F], 100 kPa).
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Referências da caixa de informações

A amônia é um composto de nitrogênio e hidrogênio com a fórmula NH 3 . Um hidreto binário estável e o hidreto de pnictogênio mais simples, a amônia é um gás incolor com um cheiro pungente distinto. Biologicamente, é um resíduo nitrogenado comum , principalmente entre os organismos aquáticos, e contribui significativamente para as necessidades nutricionais dos organismos terrestres, servindo como precursor de 45% dos alimentos e fertilizantes do mundo . A amônia, direta ou indiretamente, também é um bloco de construção para a síntese de muitos produtos farmacêuticos e é usada em muitos produtos de limpeza comerciais. É coletado principalmente pelo deslocamento descendente de ar e água.

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

A produção industrial global de amônia em 2018 foi de 175 milhões de toneladas, sem alteração significativa em relação à produção industrial global de 2013 de 175 milhões de toneladas. A amônia industrial é vendida como licor de amônia (geralmente 28% de amônia em água) ou como amônia líquida anidra pressurizada ou refrigerada transportada em carros-tanque ou cilindros.

NH 3 ferve a -33,34 °C (-28,012 °F) a uma pressão de uma atmosfera , então o líquido deve ser armazenado sob pressão ou em baixa temperatura. Amônia doméstica ou hidróxido de amônio é uma solução de NH 3 em água. A concentração de tais soluções é medida em unidades da escala Baumé ( densidade ), com 26 graus Baumé (cerca de 30% (em peso) de amônia a 15,5°C ou 59,9°F) sendo o produto comercial típico de alta concentração.

Etimologia

Plínio, no Livro XXXI de sua História Natural , refere-se a um sal produzido na província romana de Cirenaica chamado hammoniacum , assim chamado por causa de sua proximidade com o vizinho Templo de Júpiter Amon ( grego Ἄμμων Ammon ). No entanto, a descrição que Plínio dá do sal não está de acordo com as propriedades do cloreto de amônio. De acordo com o comentário de Herbert Hoover em sua tradução para o inglês do De re Metallica de Georgius Agricola , é provável que tenha sido sal marinho comum. De qualquer forma, esse sal acabou dando nome aos compostos de amônia e amônio .

Ocorrência natural

A amônia é um produto químico encontrado em pequenas quantidades na natureza, sendo produzido a partir de matéria nitrogenada animal e vegetal. A amônia e os sais de amônio também são encontrados em pequenas quantidades na água da chuva, enquanto o cloreto de amônio ( sal amoníaco ) e o sulfato de amônio são encontrados em distritos vulcânicos; cristais de bicarbonato de amônio foram encontrados no guano da Patagônia . Os rins secretam amônia para neutralizar o excesso de ácido. Os sais de amônio são encontrados distribuídos em solos férteis e na água do mar.

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

Propriedades

A amônia é um gás incolor com um cheiro caracteristicamente pungente . É mais leve que o ar , sendo sua densidade 0,589 vezes maior que a do ar . É facilmente liquefeito devido à forte ligação de hidrogênio entre as moléculas; o líquido ferve a -33,1 °C (-27,58 °F) e congela em cristais brancos a -77,7 °C (-107,86 °F).

Sólido
A simetria do cristal é cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, constante de rede 0,5125  nm .
Líquido
A amônia líquida possui fortes poderes ionizantes refletindo seu alto ε de 22. A amônia líquida tem uma variação de entalpia padrão muito alta de vaporização (23,35  kJ/mol , cf. água 40,65 kJ/mol, metano 8,19 kJ/mol, fosfina 14,6 kJ/mol) e, portanto, pode ser usado em laboratórios em recipientes não isolados sem refrigeração adicional. Veja a amônia líquida como solvente .
Propriedades do solvente
A amônia dissolve -se facilmente em água. Em uma solução aquosa, pode ser expelido por fervura. A solução aquosa de amônia é básica . A concentração máxima de amônia na água (uma solução saturada ) tem uma densidade de 0,880 g/cm 3 e é freqüentemente conhecida como '.880 amônia'.
Combustão
A amônia não queima prontamente ou sustenta a combustão , exceto sob misturas estreitas de combustível para ar de 15 a 25% de ar. Quando misturado com oxigênio , queima com uma chama verde-amarelada pálida. A ignição ocorre quando o cloro é passado para a amônia, formando nitrogênio e cloreto de hidrogênio ; se o cloro estiver presente em excesso, então o tricloreto de nitrogênio altamente explosivo (NCl 3 ) também é formado.
Decomposição
Em alta temperatura e na presença de um catalisador adequado, a amônia é decomposta em seus elementos constituintes. A decomposição da amônia é um processo levemente endotérmico que requer 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol ) de amônia e produz hidrogênio e nitrogênio gasoso. A amônia também pode ser usada como fonte de hidrogênio para células de combustível ácidas se a amônia não reagida puder ser removida. Os catalisadores de rutênio e platina foram os mais ativos, enquanto os catalisadores de Ni suportados foram os menos ativos.

Estrutura

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

A molécula de amônia prontamente sofre inversão de nitrogênio à temperatura ambiente; uma analogia útil é um guarda -chuva virando-se do avesso em um vento forte. A barreira de energia para esta inversão é de 24,7 kJ/mol, e a frequência de ressonância é de 23,79 GHz , correspondendo à radiação de micro -ondas de comprimento de onda de 1,260 cm. A absorção nesta frequência foi o primeiro espectro de micro -ondas a ser observado e foi usado no primeiro maser .

Anfotericidade

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

Como um experimento de demonstração sob ar com umidade ambiente, garrafas abertas de soluções concentradas de amônia e ácido clorídrico produzem uma nuvem de cloreto de amônio , que parece aparecer "do nada" quando o aerossol de sal se forma onde as duas nuvens difusas de reagentes se encontram entre as duas garrafas.

NH 3 + HCl → NH 4 Cl

Os sais produzidos pela ação da amônia sobre os ácidos são conhecidos como sais de amônio e todos contêm o íon amônio (NH 4 + ).

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

2 Li + 2 NH 3 → 2 LiNH 2 + H 2

Autodissociação

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

2 NH
3
NH+
4
+ NH-
2

A amônia geralmente funciona como uma base fraca , por isso tem alguma capacidade de buffer . Mudanças no pH causarão mais ou menos cátions de amônio ( NH+
4
) e ânions amida ( NH-
2
) para estar presente na solução . À pressão e temperatura padrão, K = [ NH+
4
] × [ NH-
2
] = 10−30
.

Combustão

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

4 NH 3 + 3 O 2 → 2 N 2 + 6 H 2 O ( g ) Δ H ° r = -1267,20 kJ (ou -316,8 kJ/mol se expresso por mol de NH 3 )

A variação de entalpia padrão de combustão , Δ H ° c , expressa por mol de amônia e com a condensação da água formada, é -382,81 kJ/mol. O dinitrogênio é o produto termodinâmico da combustão : todos os óxidos de nitrogênio são instáveis ​​em relação ao N 2 e O 2 , que é o princípio por trás do catalisador . Os óxidos de nitrogênio podem ser formados como produtos cinéticos na presença de catalisadores apropriados , uma reação de grande importância industrial na produção de ácido nítrico :

4 NH 3 + 5 O 2 → 4 NO + 6 H 2 O

Uma reação subsequente leva ao NO 2 :

2 NÃO + O 2 → 2 NÃO 2

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

Formação de outros compostos

Em química orgânica , a amônia pode atuar como nucleófilo em reações de substituição . As aminas podem ser formadas pela reação da amônia com haletos de alquila , embora o grupo −NH 2 resultante também seja nucleofílico e aminas secundárias e terciárias sejam frequentemente formadas como subprodutos. Um excesso de amônia ajuda a minimizar a substituição múltipla e neutraliza o haleto de hidrogênio formado. A metilamina é preparada comercialmente pela reação de amônia com clorometano , e a reação de amônia com ácido 2-bromopropanóico tem sido usada para preparar alanina racêmica com 70% de rendimento. A etanolamina é preparada por uma reação de abertura do anel com óxido de etileno : a reação às vezes pode ir além para produzir dietanolamina e trietanolamina .

As amidas podem ser preparadas pela reação da amônia com derivados do ácido carboxílico . Os cloretos de acila são os mais reativos, mas a amônia deve estar presente em pelo menos um excesso de duas vezes para neutralizar o cloreto de hidrogênio formado. Ésteres e anidridos também reagem com amônia para formar amidas. Os sais de amônio de ácidos carboxílicos podem ser desidratados em amidas, desde que não haja grupos termicamente sensíveis presentes: são necessárias temperaturas de 150–200 °C.

O hidrogênio na amônia é suscetível à substituição por uma miríade de substituintes. Quando o gás de amônia seca é aquecido com sódio metálico, ele se converte em sodamida , NaNH 2 . Com o cloro, a monocloramina é formada.

A amônia pentavalente é conhecida como λ 5 -amina ou, mais comumente, hidreto de amônio. Este sólido cristalino só é estável sob alta pressão e se decompõe novamente em amônia trivalente e gás hidrogênio em condições normais. Esta substância já foi investigada como um possível combustível de foguete sólido em 1966.

Amônia como ligante

Modelo de bola e bastão do cátion diamina prata(I), [Ag(NH 3 ) 2 ] +
Modelo de bola e bastão do cátion tetraaminadiaquacobre(II), [Cu(NH 3 ) 4 (H 2 O) 2 ] 2+

A amônia pode atuar como ligante em complexos de metais de transição . É um doador σ puro, no meio da série espectroquímica , e apresenta comportamento intermediário duro-macio (ver também modelo ECW ). Sua força doadora relativa para uma série de ácidos, versus outras bases de Lewis, pode ser ilustrada por gráficos CB . Por razões históricas, a amônia é denominada amina na nomenclatura dos compostos de coordenação . Alguns complexos de amina notáveis ​​incluem tetraaminadiaquacobre(II) ([Cu(NH3 ) 4 (H2O ) 2 ] 2+ ) , um complexo azul escuro formado pela adição de amônia a uma solução de sais de cobre(II) . O hidróxido de tetraaminadiaquacopper(II) é conhecido como reagente de Schweizer e tem a notável capacidade de dissolver a celulose . Diamminesilver(I) ([Ag(NH 3 ) 2 ] + ) é a espécie ativa no reagente de Tollens . A formação deste complexo também pode ajudar a distinguir entre os precipitados dos diferentes haletos de prata: o cloreto de prata (AgCl) é solúvel em solução diluída de amônia (2 M), o brometo de prata (AgBr) é solúvel apenas em solução concentrada de amônia, enquanto o iodeto de prata ( AgI) é insolúvel em amônia aquosa.

Complexos de amina de cromo (III) eram conhecidos no final do século 19, e formaram a base da teoria revolucionária de Alfred Werner sobre a estrutura dos compostos de coordenação. Werner observou que apenas dois isômeros ( fac - e mer -) do complexo [CrCl 3 (NH 3 ) 3 ] poderiam ser formados, e concluiu que os ligantes devem ser dispostos em torno do íon metálico nos vértices de um octaedro . Esta proposta já foi confirmada por cristalografia de raios-X .

Um ligante amina ligado a um íon metálico é marcadamente mais ácido do que uma molécula de amônia livre, embora a desprotonação em solução aquosa ainda seja rara. Um exemplo é a reação de Calomel , onde o composto amidomercúrio(II) resultante é altamente insolúvel.

HgCl 2 + 2 NH 3 → HgCl(NH 2 ) + NH 4 Cl

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

Detecção e determinação

Amônia em solução

A amônia e os sais de amônio podem ser facilmente detectados, em traços muito pequenos, pela adição da solução de Nessler , que dá uma coloração amarela distinta na presença do menor traço de amônia ou sais de amônio. A quantidade de amônia nos sais de amônio pode ser estimada quantitativamente por destilação dos sais com hidróxido de sódio ou potássio , sendo a amônia liberada absorvida em um volume conhecido de ácido sulfúrico padrão e o excesso de ácido então determinado volumetricamente ; ou a amônia pode ser absorvida em ácido clorídrico e o cloreto de amônio assim formado pode precipitar como hexacloroplatinato de amônio , (NH 4 ) 2 PtCl 6 .

Amônia gasosa

Varas de enxofre são queimadas para detectar pequenos vazamentos em sistemas industriais de refrigeração de amônia. Quantidades maiores podem ser detectadas aquecendo os sais com um álcali cáustico ou com cal viva , quando o cheiro característico de amônia será imediatamente aparente. A amônia é irritante e a irritação aumenta com a concentração; o limite de exposição permitido é de 25 ppm e letal acima de 500 ppm. Concentrações mais altas dificilmente são detectadas por detectores convencionais, o tipo de detector é escolhido de acordo com a sensibilidade necessária (por exemplo, semicondutor, catalítico, eletroquímico). Sensores holográficos foram propostos para detectar concentrações de até 12,5% em volume.

Nitrogênio amoniacal (NH 3 -N)

O nitrogênio amoniacal (NH 3 -N) é uma medida comumente usada para testar a quantidade de íons amônio , derivados naturalmente da amônia, e devolvidos à amônia por meio de processos orgânicos, em água ou líquidos residuais. É uma medida usada principalmente para quantificar valores em sistemas de tratamento de resíduos e purificação de água, bem como uma medida da saúde de reservas de água naturais e artificiais. É medido em unidades de mg/L ( miligrama por litro ).

História

Jabir ibn Hayyan
Este reator de alta pressão foi construído em 1921 pela BASF em Ludwigshafen e foi reerguido nas instalações da Universidade de Karlsruhe na Alemanha.

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

A fermentação da urina por bactérias produz uma solução de amônia ; portanto, a urina fermentada era usada na Antiguidade Clássica para lavar tecidos e roupas, remover pêlos de couros em preparação para curtimento, servir como mordente em tecidos tingidos e remover ferrugem do ferro.

Na forma de sal amoníaco (نشادر, nushadir) , a amônia era importante para os alquimistas muçulmanos já no século VIII, mencionado pela primeira vez pelo químico persa-árabe Jābir ibn Hayyān , e para os alquimistas europeus desde o século XIII, sendo mencionado por Alberto Magno . Também foi usado por tintureiros na Idade Média na forma de urina fermentada para alterar a cor dos corantes vegetais. No século 15, Basilius Valentinus mostrou que a amônia poderia ser obtida pela ação de álcalis em sal amoníaco. Em um período posterior, quando o sal amoníaco foi obtido destilando os cascos e chifres de bois e neutralizando o carbonato resultante com ácido clorídrico , o nome "espírito de hartshorn" foi aplicado à amônia.

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

O processo Haber-Bosch para produzir amônia a partir do nitrogênio no ar foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. Foi usado pela primeira vez em escala industrial na Alemanha durante a Primeira Guerra Mundial , após o bloqueio aliado que cortou fora do fornecimento de nitratos do Chile . A amônia foi usada para produzir explosivos para sustentar os esforços de guerra.

Antes da disponibilidade do gás natural, o hidrogênio como precursor da produção de amônia era produzido pela eletrólise da água ou pelo processo de cloro-álcalis .

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

Formulários

Solvente

A amônia líquida é o solvente ionizante não aquoso mais conhecido e amplamente estudado. Sua propriedade mais notável é sua capacidade de dissolver metais alcalinos para formar soluções altamente coloridas e eletricamente condutoras contendo elétrons solvatados . Além dessas soluções notáveis, grande parte da química em amônia líquida pode ser classificada por analogia com reações relacionadas em soluções aquosas. A comparação das propriedades físicas do NH 3 com as da água mostra que o NH 3 tem o menor ponto de fusão, ponto de ebulição, densidade, viscosidade , constante dielétrica e condutividade elétrica ; isso se deve, pelo menos em parte, à ligação de hidrogênio mais fraca em NH 3 e porque tal ligação não pode formar redes reticuladas, uma vez que cada molécula de NH 3 tem apenas um par solitário de elétrons em comparação com dois para cada molécula de H 2 O. A constante de auto - dissociação iônica do NH 3 líquido a -50 °C é cerca de 10 -33 .

Um trem transportando amônia anidra.

Solubilidade de sais

Solubilidade (g de sal por 100 g de NH 3 líquido )
Acetato de amónio 253,2
Nitrato de amônio 389,6
Nitrato de lítio 243,7
Nitrato de sódio 97,6
Nitrato de potássio 10,4
Fluoreto de Sódio 0,35
Cloreto de Sódio 157,0
Brometo de sódio 138,0
Iodeto de sódio 161,9
Tiocianato de sódio 205,5

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

soluções de metais

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

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

Propriedades redox da amônia líquida

E ° (V, amônia) E ° (V, água)
Li + + e ⇌ Li −2,24 −3,04
K + + e ⇌ K −1,98 −2,93
Na + + e ⇌ Na −1,85 −2,71
Zn 2+ + 2e ⇌ Zn -0,53 -0,76
NH 4 + + e 12 H 2 + NH 3 0,00
Cu 2+ + 2e ⇌ Cu +0,43 +0,34
Ag + + e ⇌ Ag +0,83 +0,80

A faixa de estabilidade termodinâmica de soluções líquidas de amônia é muito estreita, pois o potencial de oxidação a dinitrogênio, E ° (N 2 + 6NH 4 + + 6e ⇌ 8NH 3 ), é de apenas +0,04 V. Na prática, tanto a oxidação a dinitrogênio e redução a dihidrogênio são lentas. Isto é particularmente verdadeiro para soluções redutoras: as soluções dos metais alcalinos mencionados acima são estáveis ​​por vários dias, decompondo-se lentamente em amida metálica e di-hidrogênio. A maioria dos estudos envolvendo soluções líquidas de amônia é feita em condições redutoras; embora a oxidação da amônia líquida seja geralmente lenta, ainda existe o risco de explosão, particularmente se íons de metais de transição estiverem presentes como possíveis catalisadores.

garrafa de amônia líquida

Fertilizante

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

Precursor de compostos nitrogenados

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

NH 3 + 2 O 2 → HNO 3 + H 2 O

O ácido nítrico é usado para a produção de fertilizantes , explosivos e muitos compostos organo-nitrogênicos.

A amônia também é usada para fazer os seguintes compostos:

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

Agente de limpeza

Amônia doméstica

A "amônia" doméstica (também chamada incorretamente de hidróxido de amônio) é uma solução de NH 3 em água e é usada como um limpador de uso geral para muitas superfícies. Como a amônia resulta em um brilho relativamente livre de riscos, um de seus usos mais comuns é limpar vidro, porcelana e aço inoxidável. Também é frequentemente usado para limpar fornos e mergulhar itens para soltar a sujeira assada. A amônia doméstica varia em concentração em peso de 5 a 10% de amônia. Os fabricantes de produtos de limpeza dos Estados Unidos são obrigados a fornecer a ficha de dados de segurança do material do produto que lista a concentração utilizada.

Soluções de amônia (5-10% em peso) são usadas como limpadores domésticos, principalmente para vidro. Estas soluções são irritantes para os olhos e mucosas (tratos respiratório e digestivo) e, em menor grau, para a pele. Os especialistas aconselham que se tome cuidado para garantir que a substância não seja misturada a nenhum líquido que contenha alvejante, devido ao perigo de gás tóxico. A mistura com produtos contendo cloro ou oxidantes fortes, como alvejante doméstico , pode gerar cloraminas .

Especialistas também alertam para não usar limpadores à base de amônia (como limpadores de vidros ou janelas) nas telas sensíveis ao toque dos carros, devido ao risco de danos aos revestimentos antirreflexo e anti-impressão digital da tela.

Fermentação

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

Agente antimicrobiano para produtos alimentícios

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

De outros

Combustível

Bonde com motor a gás amoniacal em Nova Orleans desenhado por Alfred Waud em 1871.
A aeronave X-15 usou amônia como combustível de um componente de seu motor de foguete

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

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

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

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

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

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

No entanto, a amônia não pode ser facilmente usada em motores de ciclo Otto existentes devido à sua faixa de inflamabilidade muito estreita , e também existem outras barreiras para o uso generalizado de automóveis. Em termos de fornecimento de amônia bruta, as usinas teriam que ser construídas para aumentar os níveis de produção, exigindo capital e fontes de energia significativos. Embora seja o segundo produto químico mais produzido (depois do ácido sulfúrico), a escala de produção de amônia é uma pequena fração do uso mundial de petróleo. Pode ser fabricado a partir de fontes de energia renováveis, bem como carvão ou energia nuclear. A barragem Rjukan de 60 MW em Telemark , Noruega, produziu amônia por muitos anos a partir de 1913, fornecendo fertilizante para grande parte da Europa.

Apesar disso, vários testes foram executados. Em 1981, uma empresa canadense converteu um Chevrolet Impala 1981 para operar usando amônia como combustível. Em 2007, uma picape da Universidade de Michigan movida a amônia foi de Detroit a São Francisco como parte de uma demonstração, exigindo apenas um abastecimento em Wyoming.

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

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

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

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

A amônia verde é considerada um combustível potencial para futuros navios porta-contêineres. Em 2020, as empresas DSME e MAN Energy Solutions anunciaram a construção de um navio à base de amônia, a DSME planeja comercializá-lo até 2025.

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

Remediação de emissões gasosas

A amônia é usada para eliminar o SO 2 da queima de combustíveis fósseis, e o produto resultante é convertido em sulfato de amônio para uso como fertilizante. A amônia neutraliza os poluentes de óxido de nitrogênio (NO x ) emitidos pelos motores a diesel. Essa tecnologia, chamada SCR ( redução catalítica seletiva ), conta com um catalisador à base de vanádia .

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

Como transportador de hidrogênio

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

Refrigeração – R717

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

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

Estimulante

Sinal anti - metanfetamina no tanque de amônia anidra, Otley, Iowa . A amônia anidra é um fertilizante agrícola comum que também é um ingrediente crítico na produção de metanfetamina. Em 2005, Iowa usou o dinheiro da concessão para distribuir milhares de cadeados para impedir que criminosos entrassem nos tanques.

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

Têxtil

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

Gás de elevação

Em temperatura e pressão padrão, a amônia é menos densa que a atmosfera e tem aproximadamente 45-48% do poder de elevação do hidrogênio ou hélio . A amônia às vezes tem sido usada para encher balões como gás de elevação . Por causa de seu ponto de ebulição relativamente alto (comparado ao hélio e hidrogênio), a amônia poderia ser refrigerada e liquefeita a bordo de um dirigível para reduzir a sustentação e adicionar lastro (e retornar a um gás para aumentar e reduzir o lastro).

Fumegante

A amônia tem sido usada para escurecer o carvalho branco serrado em Arts & Crafts e móveis de estilo Mission. Os vapores de amônia reagem com os taninos naturais da madeira e fazem com que ela mude de cor.

Segurança

O oleoduto de amônia mais longo do mundo (aproximadamente 2.400 km de comprimento), que vai da fábrica de TogliattiAzot na Rússia a Odessa na Ucrânia

A Administração de Segurança e Saúde Ocupacional dos EUA (OSHA) estabeleceu um limite de exposição de 15 minutos para amônia gasosa de 35 ppm por volume no ar ambiente e um limite de exposição de 8 horas de 25 ppm por volume. O Instituto Nacional de Segurança e Saúde Ocupacional (NIOSH) recentemente reduziu o IDLH (Imediately Dangerous to Life and Health, o nível ao qual um trabalhador saudável pode ser exposto por 30 minutos sem sofrer efeitos irreversíveis à saúde) de 500 para 300 com base em mais recentes interpretações conservadoras da pesquisa original em 1943. Outras organizações têm níveis de exposição variados. Padrões da Marinha dos EUA [US Bureau of Ships 1962] concentrações máximas permitidas (MACs): exposição contínua (60 dias): 25 ppm / 1 hora: 400 ppm. O vapor de amônia tem um odor forte, irritante e pungente que age como um aviso de exposição potencialmente perigosa. O limiar médio de odor é de 5 ppm, bem abaixo de qualquer perigo ou dano. A exposição a concentrações muito altas de amônia gasosa pode resultar em danos aos pulmões e morte. A amônia é regulamentada nos Estados Unidos como um gás não inflamável, mas atende à definição de material tóxico por inalação e requer uma licença de segurança perigosa quando transportada em quantidades superiores a 13.248 L (3.500 galões).

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

Toxicidade

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

A amônia é um constituinte da fumaça do tabaco .

Águas residuais de coque

A amônia está presente nas correntes de águas residuais de coque, como um subproduto líquido da produção de coque a partir do carvão . Em alguns casos, a amônia é descarregada no meio marinho onde atua como poluente. A siderúrgica de Whyalla no sul da Austrália é um exemplo de uma instalação de produção de coque que descarrega amônia em águas marinhas.

Aquicultura

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

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

Informações de armazenamento

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

Laboratório

Amostra de ácido clorídrico liberando vapores de HCl, que estão reagindo com vapores de amônia para produzir uma fumaça branca de cloreto de amônio.

Os perigos das soluções de amônia dependem da concentração: soluções de amônia "diluídas" são geralmente de 5 a 10% em peso (<5,62 mol/L); soluções "concentradas" são geralmente preparadas em >25% em peso. Uma solução a 25% (em peso) tem uma densidade de 0,907 g/cm3 , e uma solução que tem uma densidade mais baixa será mais concentrada. A classificação da União Europeia de soluções de amônia é fornecida na tabela.

Concentração
em peso (p/p)
Molaridade Concentração
massa/volume (p/v)
Pictogramas GHS frases H
5–10% 2,87–5,62 mol/L 48,9–95,7 g/L GHS07: Ponto de exclamação H314
10-25% 5,62–13,29 mol/L 95,7–226,3 g/L GHS05: CorrosivoGHS07: Ponto de exclamação H314 , H335 , H400
>25% >13,29 mol/L >226,3 g/L GHS05: CorrosivoGHS07: Ponto de exclamaçãoGHS09: Risco ambiental H314 , H335 , H400 , H411

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

Especialistas alertam que soluções de amônia não devem ser misturadas com halogênios , pois são formados produtos tóxicos e/ou explosivos. Especialistas também alertam que o contato prolongado de soluções de amônia com sais de prata , mercúrio ou iodeto também pode levar a produtos explosivos: tais misturas são frequentemente formadas em análises inorgânicas qualitativas e que precisam ser levemente acidificadas, mas não concentradas (<6% p/ v) antes do descarte após a conclusão do teste.

Uso laboratorial de amônia anidra (gás ou líquido)

A amônia anidra é classificada como tóxica ( T ) e perigosa para o meio ambiente ( N ). O gás é inflamável ( temperatura de autoignição : 651 °C) e pode formar misturas explosivas com o ar (16–25%). O limite de exposição permissível (PEL) nos Estados Unidos é de 50  ppm (35 mg/m 3 ), enquanto a concentração de IDLH é estimada em 300 ppm. A exposição repetida à amônia diminui a sensibilidade ao cheiro do gás: normalmente o odor é detectável em concentrações inferiores a 50 ppm, mas indivíduos dessensibilizados podem não detectá-lo mesmo em concentrações de 100 ppm. A amônia anidra corrói ligas contendo cobre e zinco , o que torna as conexões de latão impróprias para o manuseio do gás. A amônia líquida também pode atacar a borracha e certos plásticos.

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

A adsorção de amônia seguida de FTIR bem como a dessorção de amônia programada em temperatura (NH3-TPD) são métodos muito valiosos para caracterizar propriedades ácido-base de catalisadores heterogêneos.

Produção

Tendência de produção de amônia entre 1947 e 2007

A amônia é um dos produtos químicos inorgânicos mais produzidos, com produção global relatada em 175 milhões de toneladas em 2018. A China respondeu por 28,5% disso, seguida pela Rússia com 10,3%, Estados Unidos com 9,1% e Índia com 6,7%.

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

2 NH 4 Cl + 2 CaO → CaCl 2 + Ca(OH) 2 + 2 NH 3( g )

Para síntese laboratorial em pequena escala, pode-se aquecer uréia e hidróxido de cálcio :

(NH 2 ) 2 CO + Ca(OH) 2 → CaCO 3 + 2 NH 3

Haber–Bosch

A produção em massa usa o processo Haber-Bosch , uma reação em fase gasosa entre hidrogênio (H 2 ) e nitrogênio (N 2 ) a uma temperatura moderadamente elevada (450°C) e alta pressão (100 atmosferas padrão (10 MPa)):

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

Eletroquímico

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

Em 2012, o grupo de Hideo Hosono descobriu que Ru -loaded C
12
UMA
7:e–
Electride funciona bem como um catalisador e busca uma formação mais eficiente. Este método é implementado em uma pequena planta de síntese de amônia no Japão. Em 2019, o grupo de Hosono encontrou outro catalisador, um novo hidreto de oxinitreto de perovskita BaCe O
3x
N
y
H
z
, que funciona em temperatura mais baixa e sem o caro Rutênio.

Outro modo de síntese eletroquímica envolve a formação redutiva de nitreto de lítio , que pode ser protonado em amônia, dada uma fonte de prótons . O etanol tem sido usado como tal fonte, embora possa se degradar. Um estudo usou eletrodeposição de lítio em tetrahidrofurano .

Em 2021, Suryanto et al. substituiu o etanol por um sal de tetraalquilfosfônio . Este cátion pode sofrer de forma estável ciclos de desprotonação-reprotonação, enquanto aumenta a condutividade iônica do meio . O estudo observou NH
3
taxas de produção de 53 ± nanomoles/s/cm 2 em experimentos de eficiência faradaica de 69 ± 1% sob pressão parcial de hidrogênio de 0,5 bar e nitrogênio de 19,5 bar à temperatura ambiente.

Papel em sistemas biológicos e doenças humanas

Principais sintomas de hiperamonemia (amônia atingindo concentrações tóxicas).

A amônia é tanto um resíduo metabólico quanto uma entrada metabólica em toda a biosfera . É uma importante fonte de nitrogênio para os sistemas vivos. Embora o nitrogênio atmosférico seja abundante (mais de 75%), poucos seres vivos são capazes de usar esse nitrogênio atmosférico em sua forma diatômica, o gás N 2 . Portanto, a fixação de nitrogênio é necessária para a síntese de aminoácidos, que são os blocos de construção das proteínas . Algumas plantas dependem de amônia e outros resíduos nitrogenados incorporados ao solo por matéria em decomposição. Outros, como leguminosas fixadoras de nitrogênio , se beneficiam de relações simbióticas com rizóbios que criam amônia a partir do nitrogênio atmosférico.

Biossíntese

Em certos organismos, a amônia é produzida a partir do nitrogênio atmosférico por enzimas chamadas nitrogenases . O processo geral é chamado de fixação de nitrogênio . Intenso esforço tem sido direcionado para a compreensão do mecanismo de fixação biológica de nitrogênio; o interesse científico neste problema é motivado pela estrutura incomum do sítio ativo da enzima, que consiste em um conjunto Fe 7 MoS 9 .

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

Fisiologia

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

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

Excreção

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

Intervalos de referência para exames de sangue , comparando o teor de amônia no sangue (mostrado em amarelo próximo ao meio) com outros constituintes

Além da Terra

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

A amônia foi detectada nas atmosferas dos planetas gigantes , incluindo Júpiter , juntamente com outros gases, como metano , hidrogênio e hélio . O interior de Saturno pode incluir cristais de amônia congelados. Encontra-se em Deimos e Phobos – as duas luas de Marte .

Espaço interestelar

A amônia foi detectada pela primeira vez no espaço interestelar em 1968, com base nas emissões de micro -ondas da direção do núcleo galáctico . Esta foi a primeira molécula poliatômica a ser assim detectada. A sensibilidade da molécula a uma ampla gama de excitações e a facilidade com que pode ser observada em diversas regiões fizeram da amônia uma das moléculas mais importantes para estudos de nuvens moleculares . A intensidade relativa das linhas de amônia pode ser usada para medir a temperatura do meio emissor.

As seguintes espécies isotópicas de amônia foram detectadas:

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

A detecção de amônia triplamente deuterada foi considerada uma surpresa, pois o deutério é relativamente escasso. Pensa-se que as condições de baixa temperatura permitem que esta molécula sobreviva e se acumule.

Desde a sua descoberta interestelar, o NH 3 provou ser uma ferramenta espectroscópica inestimável no estudo do meio interestelar. Com um grande número de transições sensíveis a uma ampla gama de condições de excitação, o NH 3 foi amplamente detectado astronomicamente – sua detecção foi relatada em centenas de artigos de periódicos. Abaixo está uma amostra de artigos de periódicos que destaca a variedade de detectores que foram usados ​​para identificar amônia.

O estudo da amônia interestelar tem sido importante para várias áreas de pesquisa nas últimas décadas. Alguns deles são delineados abaixo e envolvem principalmente o uso de amônia como termômetro interestelar.

Mecanismos de formação interestelar

A abundância interestelar de amônia foi medida para uma variedade de ambientes. A razão [NH 3 ]/[H 2 ] foi estimada para variar de 10-7 em pequenas nuvens escuras até 10-5 no núcleo denso do Orion Molecular Cloud Complex . Embora um total de 18 rotas de produção total tenham sido propostas, o principal mecanismo de formação de NH 3 interestelar é a reação:

NH 4 + + e → NH 3 + H·

A constante de velocidade, k , desta reação depende da temperatura do ambiente, com um valor de 5,2×10 −6 a 10 K. A constante de velocidade foi calculada a partir da fórmula . Para a reação de formação primária, a  = 1,05 × 10 −6 e B  = −0,47 . Assumindo uma abundância de NH 4 + de 3 × 10 −7 e uma abundância de elétrons de 10 −7 típica de nuvens moleculares, a formação prosseguirá a uma taxa de1,6 × 10 −9  cm −3 s −1 em uma nuvem molecular de densidade total10 5  cm -3 .

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

H 2 + NH 2 → NH 3 + H

tem uma constante de velocidade de 2,2 × 10 −15 . Assumindo densidades de H 2 de 10 5 e razão [NH 2 ]/[H 2 ] de 10 −7 , esta reação prossegue a uma taxa de 2,2 × 10 −12 , mais de 3 ordens de magnitude mais lenta que a reação primária acima.

Algumas das outras reações de formação possíveis são:

H + NH 4 + → NH 3 + H 2
PNH 3 + + e → P + NH 3

Mecanismos de destruição interestelar

Há 113 reações propostas totais que levam à destruição de NH 3 . Destes, 39 foram tabulados em extensas tabelas de química entre os compostos C, N e O. Uma revisão da amônia interestelar cita as seguintes reações como os principais mecanismos de dissociação:

NH 3 + H 3 + → NH 4 + + H 2

 

 

 

 

( 1 )

NH 3 + HCO + → NH 4 + + CO

 

 

 

 

( 2 )

com constantes de taxa de 4,39 × 10 −9 e 2,2 × 10 −9 , respectivamente. As equações acima ( 1 , 2 ) são executadas a uma taxa de 8,8 × 10 −9 e 4,4 × 10 −13 , respectivamente. Esses cálculos assumiram as constantes de taxa e abundâncias de [NH 3 ]/[H 2 ] = 10 −5 , [H 3 + ]/[H 2 ] = 2×10 −5 , [HCO + ]/[H 2 ] = 2×10 −9 , e densidades totais de n = 10 5 , típicas de nuvens moleculares frias e densas. Claramente, entre essas duas reações primárias, a equação ( 1 ) é a reação de destruição dominante, com uma taxa ≈10.000 vezes mais rápida que a equação ( 2 ). Isto é devido à abundância relativamente alta de H 3 + .

Detecções de antena única

Observações de rádio do NH 3 do Radiotelescópio de 100 m Effelsberg revelam que a linha de amônia é separada em dois componentes – uma crista de fundo e um núcleo não resolvido. O fundo corresponde bem aos locais de CO previamente detectados. O telescópio Chilbolton de 25 m na Inglaterra detectou assinaturas de rádio de amônia nas regiões H II , masers HNH 2 O , objetos HH e outros objetos associados à formação de estrelas. Uma comparação das larguras das linhas de emissão indica que as velocidades turbulentas ou sistemáticas não aumentam nos núcleos centrais das nuvens moleculares.

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

Estudos interferométricos

Observações de VLA de NH 3 em sete regiões com fluxos gasosos de alta velocidade revelaram condensações de menos de 0,1 pc em L1551, S140 e Cepheus A . Três condensações individuais foram detectadas em Cepheus A, uma delas com uma forma muito alongada. Eles podem desempenhar um papel importante na criação do fluxo bipolar na região.

A amônia extragaláctica foi fotografada usando o VLA em IC 342 . O gás quente tem temperaturas acima de 70 K, o que foi inferido a partir das razões da linha de amônia e parece estar intimamente associado às porções mais internas da barra nuclear observada no CO. NH 3 também foi monitorado por VLA em uma amostra de quatro regiões HII ultracompactas galácticas : G9,62+0,19, G10,47+0,03, G29,96-0,02 e G31,41+0,31. Com base nos diagnósticos de temperatura e densidade, conclui-se que, em geral, tais aglomerados são provavelmente os locais de formação de estrelas massivas em uma fase evolutiva inicial antes do desenvolvimento de uma região HII ultracompacta.

Detecções de infravermelho

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

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

Um total de 149 posições de nuvens escuras foram pesquisadas para evidência de 'núcleos densos' usando a linha de inversão rotativa (J,K) = (1,1) de NH 3 . Em geral, os núcleos não têm formato esférico, com proporções variando de 1,1 a 4,4. Descobriu-se também que os núcleos com estrelas têm linhas mais largas do que os núcleos sem estrelas.

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

Observações de nuvens escuras próximas

Ao equilibrar e emissão estimulada com emissão espontânea, é possível construir uma relação entre temperatura de excitação e densidade. Além disso, como os níveis transitórios de amônia podem ser aproximados por um sistema de 2 níveis em baixas temperaturas, esse cálculo é bastante simples. Essa premissa pode ser aplicada a nuvens escuras, regiões suspeitas de ter temperaturas extremamente baixas e possíveis locais para futura formação de estrelas. As detecções de amônia em nuvens escuras mostram linhas muito estreitas – indicativas não apenas de baixas temperaturas, mas também de um baixo nível de turbulência na nuvem interna. Os cálculos de razão de linha fornecem uma medição da temperatura da nuvem que é independente das observações anteriores de CO. As observações de amônia foram consistentes com medições de CO de temperaturas de rotação de ≈10 K. Com isso, as densidades podem ser determinadas, e foram calculadas para variar entre 10 4 e 10 5 cm −3 em nuvens escuras. O mapeamento de NH 3 fornece tamanhos típicos de nuvens de 0,1 pc e massas próximas a 1 massa solar. Esses núcleos frios e densos são os locais da futura formação de estrelas.

Regiões UC HII

As regiões HII ultracompactas estão entre os melhores marcadores de formação estelar de alta massa. O material denso ao redor das regiões UCHII é provavelmente principalmente molecular. Como um estudo completo da formação de estrelas massivas envolve necessariamente a nuvem da qual a estrela se formou, a amônia é uma ferramenta inestimável para entender esse material molecular circundante. Uma vez que este material molecular pode ser resolvido espacialmente, é possível restringir as fontes de aquecimento/ionização, temperaturas, massas e tamanhos das regiões. Componentes de velocidade deslocados por Doppler permitem a separação de regiões distintas de gás molecular que podem rastrear fluxos e núcleos quentes originados de estrelas em formação.

Detecção extragaláctica

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

Veja também

Notas

Referências

Trabalhos citados

Leitura adicional

links externos