L'amoníac, de noms sistemàticstrihidrur de nitrogen oazà, és uncompost químic molecular, lamolècula del qual consta d'unàtom denitrogen enllaçat mitjançant enllaços simples covalents a tres àtoms d'hidrogen d'acord amb la fórmula. És ungas incolor d'olor molt penetrant. És essencial per a molts processos biològics. Es genera de manera natural a terra perbacteris, perplantes ianimals en descomposició i per rebuigs animals i també és manufacturat. La major part de l'amoníac produït en plantes químiques és usat per a fabricaradobs. La resta és usada entèxtils,plàstics,explosius, a la producció de polpa i paper, aliments i begudes, productes de neteja domèstics, refrigerants i altres productes. També s'usa en sals aromàtiques. Es dissol fàcilment en l'aigua i s'evapora ràpidament. Generalment es ven en forma de dissolució.[1]
L'amoníac era conegut pelsalquimistes comesperit volàtil, i en descriviren la seva obtenció i propietats. L'obtenien escalfant orina amb sal (clorur de sodi) i tractant el producte format amb àlcalis. Una sal seva, elclorur d'amoni, s'importava d'Egipte, on es preparava a partir del sublimat que es forma en cremar els fems dels camells. També escalfant peülles i banyes d'animals, es desprenia amoníac, i la seva dissolució aquosa era coneguda com aesperit de banya de cérvol.[2]
Runes del temple de l'oracle d'Ammó
El nom sistemàticazà adoptat per laIUPAC té l'arrelaz- que prové del francèsazote 'nitrogen', i aquest del grec ἀ-a- 'sense' i ζῳήzōiḗ 'vida', per tractar-se el nitrogen d'un gas inert, que no permet la vida;[3] i de la terminació-à, que fa referència alshidrurs delsno-metalls a la nomenclatura química actual. Per altra banda l'etimologia del nom comúamoníac prové del llatíammoniăcum 'goma resinosa medicinal', i aquest del grec ἀμμωνιακόνammōniakón; pròpiament 'del país d'Ammó', perquè procedia a l'oasi de Siwa situat al nord-oest d'Egipte, aldesert de Líbia, on s'erigia el famósoracle d'Ammó.[4] Prop d'aquest temple hi havia un lloc on els visitants hi deixaven els seus camells quan anaven a resar i on s'hi acumulà amb els anys una gran quantitat de fems. D'aquest dipòsit s'hi obtenia el clorur d'amoni que s'exportava.[5]
El 1782 el químic suecTorbern Olof Bergman (1735-1784) analitzà aquest clorur d'amoni i obtingué un gas que anomenàamoníac pel seu origen. L'anglèsJoseph Priestley (1733-1804) també l'obtingué el 1874 i l'anomenàaire alcalí i el francèsClaude Louis Berthollet (1748-1822) en determinà la seva composició el 1785 descomponent-lo en hidrogen i nitrogen mitjançant descàrregues elèctriques.[6]
La molècula d'amoníac no és plana, sinó que té la forma de piràmide de base triangular. Els tres hidrogen estan situats a cadascun dels vèrtex d'aquesta base triangular i el nitrogen al vèrtex superior. L'estructura de la molècula es pot explicar sobre la base de lateoria d'enllaç de valència. El nitrogen formaorbitals híbridssp3 que estan dirigits segons els vèrtex d'untetraedre i separats uns dels altres per 109,5°. Tres d'aquests orbitals formenenllaços σ amb els orbitals 1s dels hidrògens quedant un orbitalsp3 amb una parella d' electrons que no formen enllaç. Aquesta parella, pel fet de no formar enllaç, es troba més molt propera al nitrogen que les altres tres i les repel·leix reduint lleugerament els tres angles entre els enllaços σ que passa de 109,5° a 107,3°. Lalongitud d'enllaç és de 101,7 pm. Són enllaços covalents polaritzats degut a la diferència d'electronegativitats dels dos àtoms. El és més electronegatiu i atreu els electrons dels tres enllaços cap a ell, quedant amb una certa densitat de càrrega negativa mentre que els àtoms d' queden amb una densitat de càrrega positiva.[7][8][9]
L'amoníac és un gas a temperatura ambient (densitat 0,5967 vegades la de l'aire), incolor i d'olor característica molt irritant. El seu punt d'ebullició és de –33,35 °C i el de solidificació –77,7 °C. És molt soluble en aigua (34% a 20 °C) essent un procés exotèrmic (es desprenen 37,1 kJ/mol), i la sevasolubilitat disminueix amb la temperatura com tots els gasos (47% a 0 °C; 38% a 15 °C; 31% a 25 °C; 28% a 30 °C; 18% a 50 °C). També és soluble enetanol (20% a 0 °C; 10% a 25 °C); enmetanol (16% a 25 °C), encloroform i endietilèter.[10]
L'amoníac líquid se sembla a l'aigua en molts d'aspectes. És un important dissolvent de molts de composts inorgànics, i dissol millor que l'aigua algunes substàncies orgàniques. En estat líquid és un malconductor delcorrent elèctric, car està molt feblement ionitzat en ionsamoni i anionsamida:
Molts electròlits es dissolen en amoníac líquid i condueixen el corrent elèctric. Els diversos tipus de reaccions que tenen lloc en dissolució aquosa també es donen en amoníac líquid. Tanmateix, com que les relacions de solubilitat en aquest no són sempre les mateixes que en l'aigua, les reaccions solen seguir camins diferents. Així elclorur d'argent és insoluble en aigua i soluble en amoníac líquid, i elclorur de bari és soluble en aigua i insoluble en amoníac líquid.[2]
L'amoníac és molt estable. Tanmateix, es pot descompondre en hidrogen i nitrogen passant per sobre decatalitzadors metàl·lics escalfats o quan s'hi produeixen descàrregues elèctriques:
Reacció del clorur d'hidrogen amb l'amoníac i formació de fum de clorur d'amoni
Les seves dissolucions aquoses són molt bàsiques, tenen unpH molt alt: 11,6 per a una dissolució 1,0 mol/l; 11,1 per a 0,1 mol/l; i 10,6 per a 0,01 mol/l.[10]
Reacciona difícilment amb l'oxigen, per la qual cosa és estable en presència d'aire. Amb oxigen reacciona donant una flama groga i produint nitrogen i aigua:
Algunsmetalls, com ara elliti i elmagnesi, reaccionen directament amb amoníac a alta temperatura formant els corresponentsnitrurs i alliberant hidrogen:[2]
L'amoníac reacciona com areductor amb molts d'òxids quan es fa passar damunt d'ells a alta temperatura. Per exemple amb l'òxid de coure(II) dona nitrogen, coure i vapor d'aigua:[2]
L'amoníac és un lligand neutre que reacciona amb cations per donarcomplexos de coordinació. És el cas de la reacció amb el catió argent(1+) per formar el complex incolor diamninaargent(1+):
Els complexos més destacats i els seus colors són:blau fosc, violat,taronja i incolor. També participa en complexos juntament amb d'altres lligands, com ara l'aigua, per exempleblau verdós,blau,[12]
Primer reactor posat en funcionament el 1913 a una fàbrica de l'empresa alemanyaBASF
El procés de Haber-Bosch és l'únic mètode de síntesi d'amoníac emprat per la industria en l'actualitat. És un mètode de síntesi directa d'amoníac a partir d'hidrogen i nitrogen, segons l'equilibri:
Fou desenvolupat pel químic físic alemanyFritz Haber (1868-1934) pel qual rebé elpremi Nobel de Química el 1918, ja que aconseguí fer factible la fabricació d'amoníac de forma econòmica. El mètode es traduí en un procés a gran escala mitjançant uncatalitzador i emprant alta pressió perCarl Bosch (1874-1940), químic industrial que guanyà el premi Nobel el 1931 conjuntament amb Friedrich Bergius pels estudis d'alta pressió.[13]
El procés de Haber-Bosch fou el primer procés químic industrial a utilitzar alta pressió per a una reacció química. Combina directament el nitrogen de l'aire amb l'hidrogen a pressions extremadament altes (200–400 atm) i a temperatures relativament baixes (400–650 °C). L'alta pressió afavoreix la producció d'amoníac perquè durant la reacció hi ha una disminució del nombre de molècules (de 4 es passa a només 2) i també a baixes temperatures, ja que la reacció desprèn calor, ésexotèrmica ().[2]
Però en baixar la temperatura es veu afectada lacinètica de la reacció que es ralentitza de manera que deixa de ser un procés pràctic. Un catalitzador fabricat majoritàriament ambferro,molibdè i un poc d'òxid d'alumini permet que la reacció es dugui a terme ràpidament a una temperatura inferior a la necessària per a una velocitat de reacció òptima sense catalitzador. Per altra banda, l'eliminació d'amoníac de la mescla tan bon punt es forma, garanteix que es mantingui un equilibri que afavoreixi la formació del producte.[2]
L'amoníac ocupa el segon lloc, després de l'àcid sulfúric, com la substància química que s'obté industrialment en major quantitat. S'està produint cada cop més als països que disposen de fonts degas natural icarbó a baix cost (laXina iRússia representen el 40% aproximadament). Les plantes més grans produeixen unes 3 000 tones al dia i hi ha previst construir plantes que produeixin 4 000–5 000 tones al dia, cosa que suposaria que la producció mundial total es podria assolir amb 100 plantes d'aquest tipus. El 2016 la producció mundial era de 146 milions de tones, de les quals se'n produïen 48 milions a la Xina, 12 milions a Rússia, 11 milions a l'Índia, 9 milions alsEUA, 5 milions aIndonèsia i la resta a altres països.[14]
Antiga botella de dissolució d'amoníac per a ús domèstic
El 85% de la producció mundial es dedica a l'obtenció defertilitzants (fosfat d'amoni,nitrat d'amoni,nitrat d'amoni i calci,urea i dissolucions d'amoníac). Un 5% s'empra en la síntesi depoliamides, un altre 5% en la producció d'àcid nítric i l'altre 5% en altres aplicacions. Una quantitat creixent d'amoníac, tot i que encara és petita en comparació amb altres usos, s'utilitza com a solució concentrada per combatre l'abocament d'òxids de nitrogen de les centrals tèrmiques.[14]
Les dissolucions d'amoníac s'empren per a usos domèstics. Com que elimina la duresa temporal de l'aigua, s'empra per a netejar i rentar, amb estalvi de sabó. És un bondesengreixant i s'empra per eliminar restes degreixos de lesvaixelles, dels forns, de les cuines, etc. També s'empra en la neteja de taques a la roba, a estores, etc.[2] El poder desengreixant de l'amoníac es deu al fet que reacciona amb elsolis igreixos, que són insolubles en aigua, i els transforma (reacció de saponificació) formant unaemulsió deglicerol i desabó, que permet rentar-los amb l'aigua.[15]
L'amoníac s'empra com agas refrigerant amb el codi R-717, especialment aplicable en grans plantes industrials on els seus avantatges es poden aprofitar completament sense comprometre la seguretat. L'amoníac és conegut per les seves favorables propietats termodinàmiques. En una àmplia gamma d'aplicacions, supera els refrigerants sintètics. Té una eficiència teòrica lleugerament superior a la deltetrafluoroetà o R-134a o delpropà o R-290. A la pràctica, hi ha proves que els sistemes d'amoníac funcionen fins i tot millor que en teoria. Tot i això, presenta diversos inconvenients que fins ara han evitat l'ús d'amoníac en aplicacions comercials, per exemple compatibilitat de materials, toxicitat i inflamabilitat.[16]
L'amoníac és fàcilmentbiodegradable, les plantes l'absorbeixen amb molta facilitat eliminant-lo del medi, de fet és un nutrient molt important per al seu desenvolupament. Encara que concentracions molt altes en l'aigua, com tot nutrient, pot causar greus danys en unriu oestany, ja que l'amoníac interfereix en el transport d'oxigen per l'hemoglobina.
L'exposició a altesconcentracions d'amoníac en l'aire pot produir cremades greus a lapell,ulls,gola ipulmons.[1] En casos extrems pot ocórrer ceguesa, danys pulmonars i la mort. Respirar concentracions més baixes pot causar tos i irritació del nas i el coll.
Si una persona s'empassa amoníac pot patir cremades a la boca, la gola i l'estómac. Vessar amoníac concentrat sobre la pell causarà cremades. Els estudis en animals demostren efectes similars als observats en éssers humans. No se sap si l'amoníac afecta la reproducció en éssers humans.
-3D-balls.png)
_cation_3D_ball.png)
.jpg)
