AMONIACO

Gas formado por la combinación de un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. Es incoloro, más ligero que el aire, tiene un olor desagradable que irrita los ojos y las vías respiratorias. Tiene un sabor cáustico.

Es el derivado más importante del nitrógeno y es el camino para hacerlo activo. A través de él, se obtienen los restantes compuestos. Licúa a -33º dando un líquido fuertemente asociado con moléculas polares y enlaces por puentes de hidrógeno. Tiene elevada constante dieléctrica y por lo tanto es un solvente ionizante. El NH3 arde al aire con formación de N2 Y H2O a una temperatura de 900º.

HISTORIA Y ESTADO NATURAL

El amoniaco era conocido por los antiguos alquimistas, que describieron su obtención y sus propiedades.

Primeramente se obtuvo calentando orina con sal común y tratando el producto resultante con álcalis. El gas así obtenido se denominó espíritu volátil. El cloruro amónico se importó por primera vez en Europa desde Egipto, donde se preparaba a partir del sublimado que se formaba al quemar los excrementos de los camellos. Se cree que los antiguos sacerdotes egipcios conocían ésta sustancia, pues el nombre de sal amoniaco parece tener alguna relación con el dios egipcio Ra Ammon. Calentando en retornas algunas sustancias orgánicas, tales como pezuñas o cuernos de animales, desprendías amoniaco, y su disolución acuosa fue conocida primitivamente por espíritu de asta de ciervo; PRIESTLEY lo llamó aire alcalino. BERTHOLLET, en 1785, demostró que el amoniaco es un compuesto de hidrógeno y nitrógeno.

El amoniaco se produce en la Naturaleza por la acción de bacterias de la putrefacción y de formación de amoniaco sobre la materia orgánica del suelo. Por éste motivo se percibe olor a amoniaco en establos y corrales, donde ésta acción tiene lugar.

CARACTERISTICAS DEL AMONIACO

Fórmula: NH3

Peso molecular: 17'032

Punto de ebullición: -33'35ºC

Solubilidad (Volumen en CN por volumen de H2O):

Punto de congelación: -77'7ºC

Temperatura crítica: 132'4ºC

Densidad absoluta en CN: 0'7710 gr./l

OBTENCIÓN DEL AMONIACO

Método de laboratorio: el amoniaco se obtiene generalmente en el laboratorio calentando una sal amónica con cal apagada o con hidróxido sódico. La ecuación iónica correspondiente a la reacción es:

NH4++ OH ! NH3 + H20

Para obtener una corriente de amoniaco se hace gotear una disolución concentrada de amoniaco sobre hidróxido sódico sólido. El amoniaco puede recogerse por desplazamiento del aire de un frasco invertido.

Amoniaco sintético: el amoniaco se prepara por la unión directa de los elementos según el proceso Haber:

n2 + 3h3 !2nh3 + 22'08 kcal

Esta reacción es reversible. De la ecuación termoquímica se deduce que el rendimiento en amoniaco disminuye al aumentar la temperatura (ley de Van' t Hoff), pero a bajas temperaturas la reacción es demasiado lenta para poder utilizarse prácticamente. En presencia de un catalizador, por ejemplo, una mezcla especial formada por hierro, molibdeno y algo de Al2O3, la combinación se acelera muchísimo, pero incluso con la ayuda de un catalizador no podría aprovecharse industrialmente la reacción si no interviniera en ella otro factor: la presión. En la ecuación química anterior se observa que la formación de amoniaco va acompañada de una disminución de volumen, esto es, que cuatro volúmenes de la mezcla de hidrógeno y nitrógeno se convierten en dos volúmenes de amoniaco. La reacción directa se favorece aumentando la presión (principio de Le Chatelier). Con el empleo de los catalizadores, y regulando la temperatura y presión, es posible obtener rendimientos satisfactorios para la producción a gran escala. Así, se consigue un rendimiento del 15% empleando una presión de 200 atm. a 450-500ºC, y por el método del francés Georges Claude se llega al 40% con una presión aproximada de 900 atm, a la misma temperatura.

El hidrógeno y el nitrógeno que se usan en el proceso Haber deben ser muy puros, para evitar el envenenamiento del catalizador. Después de pasar por éste, los gases se enfrían, y el amoniaco se separa licuándolo a presión o por absorción de agua. Los gases residuales vuelven a la cámara catalítica para su ulterior tratamiento.

En EE.UU se produjeron por el proceso Haber más de 300.000 toneladas de amoniaco.

Amoniaco como subproducto: se obtienen amoniaco y sulfato amónico como subproductos en la fabricación de cok y gas de alumbrado. La hulla bituminosa o blanda contiene un 1% de nitrógeno y un 7% de hidrógeno combinados. Cuando se calienta esta hulla en retortas en las que se ha desalojado el aire, se produce una destilación destructiva (destilación seca), y se desprende nitrógeno en forma de amoniaco. Este sale mezclado con otras varias sustancias, y se disuelve en agua o ácido sulfúrico. Tratado con cal la disolución resultante, se obtiene amoniaco puro, que se absorbe en ácido sulfúrico o clorhídrico para formar sulfato o cloruro amónico.

Proceso de cianamida: otro método de preparar amoniaco a expensas del nitrógeno del aire es el de la cianamida, descubierto por Frank y Caro, en Alemania, en 1895, y usado por primera vez en la industria en 1906. Consta de las siguientes fases:

1ª Se calientan cal y cok conjuntamente en un horno eléctrico, formándose carburo cálcico:

CaO + 3C ! C2Ca +CO

2ª Se pasa el nitrógeno obtenido del aire líquido sobre carburo cálcico machacado que contiene un poco de cloruro o fluoruro cálcico, y calentando a unos 1000ºC, en la reacción se forma cianamida cálcica y carbón:

C2Ca + N2! CN2Ca + C

3ª La cianamina se agita primero con agua fría para descomponer todo el carburo cálcico no transformado, y luego se trata con vapor de agua a presión en un autoclave. En estas condiciones se produce amoniaco:

CN2Ca +3H2O ! COCa + 2NH3

La cianamida puede emplearse directamente como abono, pero es preferible convertirla en sales amónicas para alimento de las plantas. El cianuro sódico, CNNa se prepara a partir de la cianamida por fusión con cloruro sódico.

PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS

El amoniaco es un gas incoloro, picante, que se reconoce y percibe fácilmente por su olor familiar.

Puede licuarse a temperaturas ordinarias:

• a 10ºC necesita una presión de 6'02 atm.

• a 20ºC necesita una presión de 8'5 atm.

Al disolverse en agua el volumen del líquido aumenta notablemente.

Peligros excepcionales de fuego y de explosión: una mezcla de amoniaco en aire desde un 16% hasta un 25% puede producir una explosión al fuego. Mantenga el recipiente fresco para evitar la explosión o el escape de gas. Se puede incrementar el peligro de incendio con la presencia de aceite o de otros materiales inflamables.

• Límite inflamable superior: 25% en volumen

• Límite inflamable inferior: 16% en volumen

Estado físico: gas comprimido

Apariencia: gas o líquido

Solubilidad en agua: 100%

Solubilidad en otros productos químicos: alcohol. Forma hidratos enlazando las moléculas de agua por puentes de hidrógeno.

Punto de solidificación: 77'7ºC; 107'90ºF

Corrosividad: algunos tipos de plásticos, gomas y revestimientos, oro y mercurio.

Da lugar a sales amónicas volátiles hidrolizables. Sus sales se descomponen fácilmente al calentarse(por se sales de base débil volátil).

Estabilidad: aunque es estable a temperaturas ordinarias el amoniaco empieza a descomponerse apreciablemente en sus elementos a 500ºC. La reacción, como sabemos es reversible:

2NH3! N2 + 3H2

Acción sobre no metales: el amoniaco no es combustible en el aire, pero arde en oxígeno con una llama amarilla, formando vapor de agua y nitrógeno, sin embargo, una mezcla de amoniaco y aire en contacto con platina a 700ºC forma óxido nítrico:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

El óxido nítrico puede oxidarse a dióxido de nitrógeno y convertirse en ácido nítrico.

Acción sobre metales: ciertos metales, como el litio y el magnesio, reaccionan con amoniaco a alta temperatura para formar nitruros:

2NH3 + 3Mg = N2Mg3 + 3H2

Con sodio y potasio, solamente una parte del hidrógeno se reemplazara formándose la amida.

2NH3 +2Na = 2NH2Na + H2!

Acción sobre compuestos: el amoniaco actúa como reductor sobre muchos óxidos cuando se hace pasar el gas sobre ellos a alta temperatura:

2NH3 + 3CuO = Na! + 3Cu +3H2O!

Se combina con muchas sales para formar compuestos complejos, tal como las sales diaminoargénticas, las cuales contienen el ion complejo positivo Ag (NH3)+2.

El amoniaco se disuelve en agua y forma una disolución alcalina que suele llamarse hidróxido amónico. Tales disoluciones contienen concentraciones débiles de los dos iones NH+4 y OH- :

NH3 + H2O ! NH+4 + OH-

La formulación del ion complejo, NH+4, desplaza el equilibrio entre las moléculas de agua y sus iones y al establecerse de nuevo, la concentración de OH- es mayor que la de H3O+, y la disolución es alcalina.

APLICACIONES DEL AMONIACO.

La disolución del amoniaco se emplea en usos domésticos. Como elimina la dureza temporal del agua, se emplea para limpiar y lavar, con el ahorro consiguiente de jabón. Recientemente se ha ideado un método para descomponer el amoniaco mediante un catalizador y producir una mezcla del 75% de hidrógeno y 25% de nitrógeno, en volumen, que puede utilizarse en sopletes oxhídricos para soldar metales raros y aceros especiales. Un tubo de amoniaco líquido proporciona así más hidrógeno que el que pudiera comprimirse en el mismo volumen. Para transporte y almacenaje resulta, pues, una fuente conveniente y compacta de hidrógeno. El amoniaco líquido es emplea en máquinas frigoríficas y en la fabricación de hielo. Cuando se evapora, 1 g de líquido absorbe 317.6 cal ( a -20ºC), calor necesario para congelar casi 4 g de agua.

BIBLIOGRAFIA.

Apuntes de Química Mineral Vol. 1 Autores J. Badenas, A. Dols

Diccionario Enciclopédico Larousse Vol. 1

Química General Moderna, Editorial: Marín

-a 0ºC: 1180vol

-a 20ºC: 710 vol.