Amoníaco - Wikipedia, La Enciclopedia Libre

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Para las reacciones ante la acumulación en el ambiente de algún gas inflamable como éste, véase Fuga de gas#Reacciones en caso de fuga de gas.

El amoníaco, amoniaco,[5]​[6]​ azano, espíritu de Hartshorn, trihidruro de nitrógeno o gas de amonio es un compuesto químico de nitrógeno con la fórmula química NH3. Es un gas incoloro con un característico olor repulsivo. El amoníaco contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de fertilizantes. Directa o indirectamente, el amoníaco es también un elemento importante para la síntesis de muchos fármacos y es usado en diversos productos comerciales. Sirve para la elaboración de cosméticos y tintura de cabello, y la fabricación de desinfectantes y limpiadores de cocina. Pese a su gran uso, el amoníaco es cáustico, tóxico y peligroso. La producción industrial del amoníaco en 2012 fue de 198 000 000 toneladas, lo que equivale a un 35 % de incremento con respecto al año 2006, con 146 500 000 toneladas.[7]​

 Amoníaco
Estructura química
Estructura tridimensional
Nombre IUPAC
Azano
General
Otros nombres Hidruro de nitrógenoTrihidruro de nitrógenoEspíritus de Hartshorn
Fórmula estructural Imagen de la estructura
Fórmula molecular NH3
Identificadores
Número CAS 7664-41-7[1]​
Número RTECS BO0875000 (anhidro)BQ9625000 (soluciones)
ChEBI 16134
ChEMBL CHEMBL1160819
ChemSpider 217
DrugBank DB11118
PubChem 134988186
UNII 5138Q19F1X
KEGG C00014 D02916, C00014
InChIInChI=InChI=1S/H3N/h1H3Key: QGZKDVFQNNGYKY-UHFFFAOYSA-N
Propiedades físicas
Apariencia IncoloroOlor penetrante y desagradable
Densidad 0,723 kg/m³; 0,000723 g/cm³
Masa molar 17,021 g/mol
Punto de fusión 195,42 K (−78 °C)
Punto de ebullición 239,81 K (−33 °C)
Punto de descomposición 773 K (500 °C) <head>
Temperatura crítica 405,5 K (132 °C)
Presión crítica 111.52 atm
Índice de refracción (nD) 1.355
Propiedades químicas
Acidez 9.24[2]​ pKa
Alcalinidad 5[3]​ pKb
Solubilidad en agua 89.9 g/100 ml (0 °C)
Momento dipolar 1.42 D
Familia 15
Termoquímica
ΔfH0gas -45.92 kJ/mol
ΔfH0líquido -40.2 kJ/mol
S0gas, 1 bar 192.77 J·mol–1·K
Capacidad calorífica (C) 4700 kJ/kg·K (liq)80.08 J/mol·K
Peligrosidad
SGA
Punto de inflamabilidad 284 K (11 °C)
NFPA 704

1 3 0  
Temperatura de autoignición 924 K (651 °C)
Frases R R10, R23, R34, R50
Frases S (S1/2), S9, S16, S26, S36/37/39, S45, S61
Frases H H221, H314, H331, H400
Límites de explosividad 15–28 %[4]​
Riesgos
Ingestión Es peligroso. Síntomas incluyen náusea y vómitos, daño a los labios, boca y esófago.
Inhalación Los vapores son extremadamente irritantes y corrosivos.
Piel Disoluciones concentradas pueden producir quemaduras severas y necrosis.
Ojos Puede causar daños permanentes, incluso en cantidades pequeñas.
Más información Hazardous Chemical Database
Compuestos relacionados
Hidruros relacionados ArsinaFosfinaEstibinaBismutirina
Hidruros de nitrógeno relacionados HidrazinaÁcido azothídrico
Otros compuestos Hidróxido de amonio
Valores en el SI y en condiciones estándar(25 ℃ y 1 atm), salvo que se indique lo contrario.
[editar datos en Wikidata]

El NH3 hierve a los -33.34 °C a una presión de una atmósfera, esto ayuda a que pueda conservarse en estado líquido, bajo presión a temperaturas bajas. Sin embargo, a temperaturas mayores a 405.5 K (temperatura crítica) ningún aumento en la presión producirá la condensación de este gas. Si la presión aumenta por encima del valor crítico de 111.5 atm, cualquier aumento por encima de este valor aumenta la compresión de las moléculas del gas, pero no se forma una fase líquida definida. El amoníaco casero o hidróxido de amonio (NH4OH), es una solución de NH3 en agua. La concentración de dicha solución es medida en unidades de la Escala Baumé, con 26 grados baumé (cerca del 30 % por peso de amoníaco) como concentración típica del producto comercial.[8]​

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 un átomo 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 usada para fabricar abonos y para su aplicación directa como abono. El resto es usado en textiles, plásticos, explosivos, en la producción de pulpa y papel, 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 (1735-1784) al gas obtenido en los depósitos de sal cerca del templo de Amón, en Libia (del griego: ἀμμωνιακόν [ammōniakón] ‘lo perteneciente a Amón’).[9]​[10]​

Índice

  • 1 Aparición natural
  • 2 Fugas de gas
  • 3 Propiedades
    • 3.1 Estructura
    • 3.2 Anfotericidad
    • 3.3 Auto disociación
    • 3.4 Combustión
    • 3.5 Formación de otros compuestos
    • 3.6 Amoníaco como ligando
    • 3.7 Amoníaco en teoría de grupos
  • 4 Detección
    • 4.1 Amoníaco en disolución
    • 4.2 Amoníaco gaseoso
    • 4.3 Nitrógeno amoniacal (NH3-N)
  • 5 Historia
  • 6 Usos
    • 6.1 Fertilizante
    • 6.2 Precursor de compuestos de nitrógeno
    • 6.3 Limpiador
    • 6.4 Fermentación
    • 6.5 Agente antimicrobiano para alimentos
    • 6.6 Fertilizante agrícola
    • 6.7 Usos menores y emergentes
      • 6.7.1 Refrigeración - R717
      • 6.7.2 Para remediación de emisión de gases
      • 6.7.3 Como combustible
      • 6.7.4 Como estimulante
      • 6.7.5 En la Industria Textil
      • 6.7.6 Gas de levantamiento
      • 6.7.7 Tratamiento de la madera
      • 6.7.8 Cosmética
  • 7 Precauciones de seguridad
    • 7.1 Toxicidad
      • 7.1.1 Acuicultura
    • 7.2 Información de almacenamiento
    • 7.3 Uso casero
    • 7.4 Uso en el laboratorio de soluciones de amoníaco
    • 7.5 Uso en el laboratorio de Anhídrido de amoníaco (gas o líquido)
  • 8 Síntesis industrial
    • 8.1 Principios químicos
    • 8.2 Producción a partir de reformación
  • 9 Manejo del producto
  • 10 Amoníaco como solvente líquido
    • 10.1 Solubilidad de sales
    • 10.2 Soluciones de metales
    • 10.3 Propiedades redox del amoníaco líquido
  • 11 Efectos nocivos en el organismo
    • 11.1 Inhalación
    • 11.2 Contacto con la piel
    • 11.3 Ingestión
  • 12 Tratamientos en los pacientes
  • 13 El papel del amoníaco en sistemas biológicos y en enfermedades humanas
    • 13.1 Biosíntesis
    • 13.2 En fisiología
    • 13.3 Excreción
  • 14 En astronomía
    • 14.1 Espacio interestelar
      • 14.1.1 Formación interestelar y mecanismos
      • 14.1.2 Mecanismos interestelares de destrucción
      • 14.1.3 Detección de antenas individuales
      • 14.1.4 Estudios Interferométricos
      • 14.1.5 Detecciones a infrarrojo
      • 14.1.6 Observaciones de Nubes Oscuras Cercanas
      • 14.1.7 Regiones UC HII
      • 14.1.8 Detección extragaláctica
  • 15 Bibliografía
  • 16 Referencias
  • 17 Enlaces externos

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