El amoníaco es un compuesto químico inorgánico de nitrógeno e hidrógeno con la fórmula NH 3 . Un hidruro binario estable y el hidruro pnictógeno más simple, el amoníaco es un gas incoloro con un olor acre distintivo. Biológicamente, es un desecho nitrogenado común , y contribuye significativamente a las necesidades nutricionales de los organismos terrestres al servir como precursor de los fertilizantes . [12] Alrededor del 70% del amoníaco producido industrialmente se utiliza para fabricar fertilizantes [13] en diversas formas y composiciones, como urea y fosfato diamónico . El amoníaco puro también se aplica directamente al suelo.
El amoníaco, directa o indirectamente, también es un componente básico para la síntesis de muchos productos farmacéuticos y se utiliza en muchos productos de limpieza comerciales. Se recoge principalmente mediante el desplazamiento hacia abajo tanto del aire como del agua.
Aunque es común en la naturaleza (tanto terrestre como en los planetas exteriores del Sistema Solar ) y tiene un uso generalizado, el amoníaco es a la vez cáustico y peligroso en su forma concentrada. En muchos países está clasificada como una sustancia extremadamente peligrosa y está sujeta a estrictos requisitos de notificación por parte de las instalaciones que la producen, almacenan o utilizan en cantidades significativas. [14]
La producción industrial mundial de amoníaco en 2021 fue de 235 millones de toneladas. [15] [16] El amoníaco industrial se vende como licor de amoníaco (generalmente 28% de amoníaco en agua) o como amoníaco líquido anhidro presurizado o refrigerado transportado en vagones cisterna o cilindros. [17]
Debido a la inercia química del gas nitrógeno, la producción de amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico es difícil. La fijación biológica de nitrógeno sólo la realizan unas pocas familias de microorganismos , los diazótrofos . El proceso Haber que permitió la producción industrial se inventó a principios del siglo XX y revolucionó la agricultura.
El NH 3 hierve a -33,34 °C (-28,012 °F) a una presión de una atmósfera , por lo que el líquido debe almacenarse bajo presión o a baja temperatura. El amoníaco doméstico o hidróxido de amonio es una solución de NH 3 en agua. La concentración de tales soluciones se mide en unidades de la escala Baumé ( densidad ), siendo 26 grados Baumé (aproximadamente 30% de amoníaco en peso a 15,5 °C o 59,9 °F) el producto comercial típico de alta concentración. [18]
Plinio , en el Libro XXXI de su Historia Natural , se refiere a una sal denominada hammoniacum , llamada así por la proximidad de su fuente al Templo de Júpiter Amón ( en griego Ἄμμων Ammon ) en la provincia romana de Cirenaica . [19] Sin embargo, la descripción que Plinio da de la sal no se ajusta a las propiedades del cloruro de amonio . Según el comentario de Herbert Hoover en su traducción al inglés de De re Metallica de Georgius Agricola , es probable que haya sido sal marina común. [20] En cualquier caso, esa sal finalmente dio su nombre al amoníaco y a los compuestos de amonio .
También se encuentran trazas de amoníaco/amonio en el agua de lluvia. El cloruro de amonio ( sal amoniacal ) y el sulfato de amonio se encuentran en las zonas volcánicas. En guano patagónico se han encontrado cristales de bicarbonato de amonio . [21]
El amoníaco también se encuentra en todo el Sistema Solar en Marte , Júpiter , Saturno , Urano , Neptuno y Plutón , entre otros lugares: en cuerpos helados más pequeños como Plutón, el amoníaco puede actuar como un anticongelante geológicamente importante, como una mezcla de agua y El amoníaco puede tener un punto de fusión tan bajo como -100 °C (-148 °F; 173 K) si la concentración de amoníaco es lo suficientemente alta y así permite que dichos cuerpos retengan océanos internos y geología activa a una temperatura mucho más baja de la que sería posible. con agua sola. [22] [23] Las sustancias que contienen amoniaco, o aquellas que son similares a él, se llaman amoniacales .
El amoníaco es un gas incoloro con un olor característicamente acre . Es más ligero que el aire , siendo su densidad 0,589 veces la del aire . Se licua fácilmente debido a los fuertes enlaces de hidrógeno entre las moléculas. El amoníaco gaseoso se convierte en un líquido incoloro , que hierve a -33,1 °C (-27,58 °F) y se congela formando cristales incoloros [21] a -77,7 °C (-107,86 °F). Hay pocos datos disponibles a temperaturas y presiones muy altas, como las condiciones supercríticas . [24]
La simetría del cristal es cúbica, símbolo de Pearson cP16, grupo espacial P2 1 3 No.198, constante de red 0,5125 nm . [25]
El amoníaco líquido posee fuertes poderes ionizantes que reflejan su alto ε de 22. El amoníaco líquido tiene un cambio de entalpía estándar de vaporización muy alto (23,35 kJ/mol ; a modo de comparación, el del agua es de 40,65 kJ/mol, el del metano de 8,19 kJ/mol y el de la fosfina de 14,6). kJ/mol) y, por lo tanto, se puede utilizar en laboratorios en recipientes no aislados sin refrigeración adicional. Vea el amoníaco líquido como solvente.
El amoníaco se disuelve fácilmente en agua. En solución acuosa, se puede expulsar mediante ebullición. La solución acuosa de amoniaco es básica . La concentración máxima de amoníaco en agua (una solución saturada ) tiene una densidad de 0,880 g/cm 3 y a menudo se la conoce como "amoníaco 0,880".
Tabla de propiedades térmicas y físicas del amoníaco líquido saturado: [26] [27]
Tabla de propiedades térmicas y físicas del amoniaco ( NH 3 ) a presión atmosférica: [26] [27]
El amoníaco líquido es un disolvente ionizante no acuoso ampliamente estudiado. Su propiedad más notoria es su capacidad para disolver metales alcalinos para formar soluciones eléctricamente conductoras altamente coloreadas que contienen electrones solvatados . Aparte de estas notables soluciones, gran parte de la química del amoníaco líquido puede clasificarse por analogía con reacciones relacionadas en soluciones acuosas . La comparación de las propiedades físicas del NH 3 con las del agua muestra que el NH 3 tiene el punto de fusión, el punto de ebullición, la densidad, la viscosidad , la constante dieléctrica y la conductividad eléctrica más bajos . Estas diferencias se atribuyen, al menos en parte, a los enlaces de hidrógeno más débiles en el NH3 . La constante de autodisociación iónica del NH3 líquido a −50 °C es aproximadamente 10 −33 .
El amoníaco líquido es un disolvente ionizante, aunque menos que el agua, y disuelve una variedad de compuestos iónicos, incluidos muchos nitratos , nitritos , cianuros , tiocianatos , complejos de ciclopentadienilo metálico y bis(trimetilsilil)amidas metálicas . [26] La mayoría de las sales de amonio son solubles y actúan como ácidos en soluciones líquidas de amoníaco. La solubilidad de las sales de halogenuros aumenta de fluoruro a yoduro . Una solución saturada de nitrato de amonio ( solución de Divers , llamada así en honor a Edward Divers ) contiene 0,83 moles de soluto por mol de amoníaco y tiene una presión de vapor inferior a 1 bar incluso a 25 °C (77 °F).
El amoníaco líquido disolverá todos los metales alcalinos y otros metales electropositivos como Ca , [28] Sr , Ba , Eu e Yb (también Mg mediante un proceso electrolítico [27] ). En concentraciones bajas (<0,06 mol/L), se forman soluciones de color azul intenso: contienen cationes metálicos y electrones solvatados , electrones libres que están rodeados por una jaula de moléculas de amoníaco.
Estas soluciones son fuertes agentes reductores. En concentraciones más altas, las soluciones tienen apariencia metálica y conductividad eléctrica. A bajas temperaturas, los dos tipos de solución pueden coexistir como fases inmiscibles.
El rango de estabilidad termodinámica de las soluciones de amoníaco líquido es muy estrecho, ya que el potencial de oxidación a dinitrógeno, E ° ( N 2 + 6 [NH 4 ] + + 6 e − ⇌ 8 NH 3 ), es de sólo +0,04 V. En En la práctica, tanto la oxidación a dinitrógeno como la reducción a dihidrógeno son lentas. Esto es particularmente cierto en el caso de las soluciones reductoras: las soluciones de los metales alcalinos mencionadas anteriormente son estables durante varios días y se descomponen lentamente en la amida metálica y el dihidrógeno. La mayoría de los estudios que involucran soluciones líquidas de amoníaco se realizan en condiciones reductoras; Aunque la oxidación del amoníaco líquido suele ser lenta, todavía existe riesgo de explosión, particularmente si hay iones de metales de transición presentes como posibles catalizadores.
La molécula de amoníaco tiene una forma piramidal trigonal , como lo predice la teoría de la repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (teoría VSEPR) con un ángulo de enlace determinado experimentalmente de 106,7°. [29] El átomo de nitrógeno central tiene cinco electrones externos con un electrón adicional de cada átomo de hidrógeno. Esto da un total de ocho electrones, o cuatro pares de electrones que están dispuestos en forma tetraédrica . Tres de estos pares de electrones se utilizan como pares de enlaces, lo que deja un par de electrones solitario . El par solitario se repele con más fuerza que los pares enlazados; por lo tanto, el ángulo de enlace no es de 109,5°, como se esperaba para una disposición tetraédrica regular, sino de 106,8°. [29] Esta forma le da a la molécula un momento dipolar y la vuelve polar . La polaridad de la molécula, y especialmente su capacidad para formar enlaces de hidrógeno , hace que el amoníaco sea altamente miscible con el agua. El par solitario convierte al amoníaco en una base , un aceptor de protones. El amoníaco es moderadamente básico; una solución acuosa 1,0 M tiene un pH de 11,6, y si se añade un ácido fuerte a dicha solución hasta que la solución sea neutra ( pH = 7 ), el 99,4% de las moléculas de amoníaco se protonan . La temperatura y la salinidad también afectan la proporción de amonio [NH 4 ] + . Este último tiene forma de tetraedro regular y es isoelectrónico con el metano .
La molécula de amoníaco sufre fácilmente inversión de nitrógeno a temperatura ambiente; Una analogía útil es la de un paraguas que se da vuelta con un viento fuerte. La barrera de energía para esta inversión es de 24,7 kJ/mol y la frecuencia de resonancia es de 23,79 GHz , correspondiente a una radiación de microondas de una longitud de onda de 1,260 cm. La absorción a esta frecuencia fue el primer espectro de microondas observado [30] y se utilizó en el primer máser .
Una de las propiedades más características del amoniaco es su basicidad . El amoníaco se considera una base débil. Se combina con ácidos para formar sales de amonio ; así, con el ácido clorhídrico se forma cloruro de amonio (sal amoniacal); con ácido nítrico , nitrato de amonio , etc. El gas amoniaco perfectamente seco no se combinará con el gas cloruro de hidrógeno perfectamente seco ; La humedad es necesaria para provocar la reacción. [31] [32]
Como experimento de demostración bajo aire con humedad ambiental, botellas abiertas de soluciones concentradas de amoníaco y ácido clorhídrico producen una nube de cloruro de amonio , que parece aparecer "de la nada" a medida que se forma el aerosol de sal donde las dos nubes de reactivos en difusión se encuentran entre las dos botellas.
Las sales producidas por la acción del amoníaco sobre los ácidos se conocen como sales de amonio y todas contienen el ion amonio ( [NH 4 ] + ). [31]
Aunque el amoníaco es bien conocido como una base débil, también puede actuar como un ácido extremadamente débil. Es una sustancia prótica y es capaz de formar amidas (que contienen el ion NH − 2 ). Por ejemplo, el litio se disuelve en amoníaco líquido para dar una solución azul ( electrón solvatado ) de amida de litio :
Al igual que el agua, el amoníaco líquido sufre una autoionización molecular para formar sus conjugados ácido y base :
El amoníaco a menudo funciona como una base débil , por lo que tiene cierta capacidad amortiguadora . Los cambios en el pH causarán que haya más o menos cationes de amonio ( NH + 4 ) y aniones amida ( NH - 2 ) en la solución . A presión y temperatura estándar,
El amoníaco no se quema fácilmente ni mantiene la combustión , excepto en mezclas estrechas de combustible y aire de 15 a 25% de aire en volumen. [33] Cuando se mezcla con oxígeno , arde con una llama de color verde amarillento pálido. La ignición se produce cuando el cloro pasa al amoníaco, formando nitrógeno y cloruro de hidrógeno ; Si hay cloro en exceso, se forma también el tricloruro de nitrógeno, altamente explosivo ( NCl 3 ).
La combustión de amoníaco para formar nitrógeno y agua es exotérmica :
El cambio de entalpía estándar de combustión , Δ H ° c , expresado por mol de amoníaco y con condensación del agua formada, es −382,81 kJ/mol. El dinitrógeno es el producto termodinámico de la combustión : todos los óxidos de nitrógeno son inestables con respecto al N 2 y al O 2 , que es el principio detrás del convertidor catalítico . Los óxidos de nitrógeno pueden formarse como productos cinéticos en presencia de catalizadores apropiados , reacción de gran importancia industrial en la producción de ácido nítrico :
Una reacción posterior conduce a NO 2 :
La combustión de amoníaco en el aire es muy difícil en ausencia de un catalizador (como una gasa de platino o un óxido de cromo (III) tibio ), debido al calor de combustión relativamente bajo , una velocidad de combustión laminar más baja y una temperatura de autoignición alta . alto calor de vaporización y un estrecho rango de inflamabilidad . Sin embargo, estudios recientes han demostrado que se puede lograr una combustión eficiente y estable de amoníaco utilizando cámaras de combustión de turbulencia, reavivando así el interés de la investigación en el amoníaco como combustible para la producción de energía térmica. [34] El rango de inflamabilidad del amoníaco en aire seco es de 15,15 a 27,35 % y en aire con una humedad relativa del 100 % es de 15,95 a 26,55 %. [35] [ se necesita aclaración ] Para estudiar la cinética de la combustión de amoníaco, se requiere conocimiento de un mecanismo de reacción detallado y confiable, pero ha sido un desafío obtenerlo. [36]
El amoníaco es un precursor directo o indirecto de la mayoría de los compuestos fabricados que contienen nitrógeno. Es el precursor del ácido nítrico, que es la fuente de la mayoría de los compuestos aromáticos N-sustituidos.
Las aminas pueden formarse mediante la reacción del amoníaco con haluros de alquilo o, más comúnmente, con alcoholes :
Su reacción de apertura de anillo con óxido de etileno da etanolamina , dietanolamina y trietanolamina .
Las amidas se pueden preparar mediante la reacción de amoníaco con ácido carboxílico y sus derivados. Por ejemplo, el amoníaco reacciona con el ácido fórmico (HCOOH) para producir formamida ( HCONH 2 ) cuando se calienta. Los cloruros de acilo son los más reactivos, pero el amoníaco debe estar presente en al menos el doble de exceso para neutralizar el cloruro de hidrógeno formado. Los ésteres y anhídridos también reaccionan con el amoníaco para formar amidas. Las sales de amonio de los ácidos carboxílicos se pueden deshidratar a amidas calentándolas a 150-200 °C siempre que no haya grupos térmicamente sensibles presentes.
Otros compuestos organonitrogenados incluyen alprazolam , etanolamina , carbamato de etilo y hexametilentetramina .
El ácido nítrico se genera mediante el proceso de Ostwald mediante la oxidación de amoníaco con aire sobre un catalizador de platino a 700–850 °C (1292–1562 °F), ≈9 atm. El óxido nítrico y el dióxido de nitrógeno son intermedios en esta conversión: [37]
El ácido nítrico se utiliza para la producción de fertilizantes , explosivos y muchos compuestos organonitrogenados.
El hidrógeno del amoníaco es susceptible de ser reemplazado por innumerables sustituyentes. El gas amoníaco reacciona con el sodio metálico para dar sodamida , NaNH 2 . [31]
Con el cloro se forma monocloramina .
El amoníaco pentavalente se conoce como λ 5 -amina, el pentahidruro de nitrógeno se descompone espontáneamente en amoníaco trivalente (λ 3 -amina) y gas hidrógeno en condiciones normales. Esta sustancia fue investigada una vez como posible combustible sólido para cohetes en 1966. [38]
El amoníaco también se utiliza para fabricar los siguientes compuestos:
El amoníaco es un ligando que forma complejos de amina metálica . Por razones históricas, el amoníaco se denomina amina en la nomenclatura de compuestos de coordinación . Un complejo de amina notable es el cisplatino ( Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 , un fármaco anticancerígeno ampliamente utilizado. Los complejos de amina de cromo (III) formaron la base de la revolucionaria teoría de Alfred Werner sobre la estructura de los compuestos de coordinación. Werner observó sólo dos Se podrían formar isómeros ( fac - y mer -) del complejo [CrCl 3 (NH 3 ) 3 ] , y se concluyó que los ligandos deben disponerse alrededor del ion metálico en los vértices de un octaedro .
El amoníaco forma aductos 1:1 con una variedad de ácidos de Lewis como I 2 , fenol y Al (CH 3 ) 3 . El amoníaco es una base dura (teoría HSAB) y sus parámetros E y C son E B = 2,31 y C B = 2,04. Su fuerza donante relativa hacia una serie de ácidos, frente a otras bases de Lewis, se puede ilustrar mediante gráficos CB .
El amoníaco y las sales de amonio se pueden detectar fácilmente, en trazas muy pequeñas, mediante la adición de solución de Nessler , que da una clara coloración amarilla en presencia de la más mínima traza de amoníaco o de sales de amonio. La cantidad de amoníaco en las sales de amonio puede estimarse cuantitativamente por destilación de las sales con hidróxido de sodio (NaOH) o de potasio (KOH), absorbiéndose el amoníaco desprendido en un volumen conocido de ácido sulfúrico estándar y luego determinándose volumétricamente el exceso de ácido ; o el amoníaco puede absorberse en ácido clorhídrico y el cloruro de amonio así formado precipitar como hexacloroplatinato de amonio , [NH 4 ] 2 [PtCl 6 ] . [39]
Se queman barras de azufre para detectar pequeñas fugas en los sistemas de refrigeración industriales de amoníaco. Se pueden detectar cantidades mayores calentando las sales con un álcali cáustico o con cal viva , cuando inmediatamente se hace evidente el olor característico del amoníaco. [39] El amoníaco es un irritante y la irritación aumenta con la concentración; el límite de exposición permitido es de 25 ppm y letal por encima de 500 ppm. [40] [ se necesita aclaración ] Los detectores convencionales apenas detectan concentraciones más altas; el tipo de detector se elige según la sensibilidad requerida (por ejemplo, semiconductor, catalítico, electroquímico). Se han propuesto sensores holográficos para detectar concentraciones de hasta el 12,5% en volumen. [41]
El nitrógeno amoniacal (NH 3 –N) es una medida comúnmente utilizada para probar la cantidad de iones de amonio , derivados naturalmente del amoníaco y devueltos al amoníaco a través de procesos orgánicos, en agua o líquidos residuales. Es una medida utilizada principalmente para cuantificar valores en sistemas de tratamiento de residuos y purificación de agua , así como una medida de la salud de las reservas de agua naturales y artificiales. Se mide en unidades de mg/L ( miligramos por litro ).
El historiador griego antiguo Heródoto mencionó que había afloramientos de sal en una zona de Libia que estaba habitada por un pueblo llamado los 'amonianos' (ahora el oasis de Siwa en el noroeste de Egipto, donde todavía existen lagos salados). [42] [43] El geógrafo griego Estrabón también mencionó la sal de esta región. Sin embargo, los autores antiguos Dioscórides , Apicio , Arriano , Sinesio y Aecio de Amida describieron esta sal formando cristales transparentes que podían usarse para cocinar y que eran esencialmente sal de roca . [44] La sal Hammoniacus aparece en los escritos de Plinio , [45] aunque no se sabe si el término es idéntico al más moderno sal amoniacal (cloruro de amonio). [21] [46] [47]
La fermentación de la orina por bacterias produce una solución de amoníaco ; de ahí que la orina fermentada se utilizara en la Antigüedad clásica para lavar telas y vestidos, para quitar el pelo de las pieles en preparación para el curtido, para servir como mordiente al teñir telas y para quitar el óxido del hierro. [48] También fue utilizado por los dentistas antiguos para lavar los dientes. [49] [50] [51]
En forma de sal amoniacal (نشادر, nushadir ), el amoníaco era importante para los alquimistas musulmanes . Fue mencionado en el Libro de las Piedras , escrito probablemente en el siglo IX y atribuido a Jābir ibn Hayyān . [52] También fue importante para los alquimistas europeos del siglo XIII, siendo mencionado por Alberto Magno . [21] También fue utilizado por los tintoreros en la Edad Media en forma de orina fermentada para alterar el color de los tintes vegetales. En el siglo XV, Basilius Valentinus demostró que se podía obtener amoníaco mediante la acción de álcalis sobre la sal amoniacal. [53] En un período posterior, cuando la sal amoniacal se obtenía destilando las pezuñas y los cuernos de bueyes y neutralizando el carbonato resultante con ácido clorhídrico , el nombre de "espíritu de cuerno de ciervo" se aplicó al amoníaco. [21] [54]
El amoníaco gaseoso fue aislado por primera vez por Joseph Black en 1756 haciendo reaccionar sal amoniacal ( cloruro de amonio ) con magnesia calcinada ( óxido de magnesio ). [55] [56] Fue aislado nuevamente por Peter Woulfe en 1767, [57] [58] por Carl Wilhelm Scheele en 1770 [59] y por Joseph Priestley en 1773 y lo denominó "aire alcalino". [21] [60] Once años más tarde, en 1785, Claude Louis Berthollet comprobó su composición. [61] [21]
El proceso Haber-Bosch para producir amoníaco a partir del nitrógeno del aire fue desarrollado por Fritz Haber y Carl Bosch en 1909 y patentado en 1910. Se utilizó por primera vez a escala industrial en Alemania durante la Primera Guerra Mundial , [62] después de la guerra aliada. Bloqueo que cortó el suministro de nitratos desde Chile . El amoníaco se utilizó para producir explosivos para sostener los esfuerzos bélicos. [63]
Antes de la disponibilidad de gas natural, el hidrógeno como precursor de la producción de amoníaco se producía mediante electrólisis de agua o mediante el proceso cloro-álcali .
Con la llegada de la industria siderúrgica en el siglo XX, el amoníaco se convirtió en un subproducto de la producción de carbón coquizable .
En los EE. UU., en 2019 [actualizar], aproximadamente el 88% del amoníaco se usaba como fertilizante , ya sea en forma de sales, soluciones o de forma anhidra. [64] Cuando se aplica al suelo, ayuda a aumentar el rendimiento de cultivos como el maíz y el trigo . [65] El 30% del nitrógeno agrícola aplicado en los EE. UU. se encuentra en forma de amoníaco anhidro , y en todo el mundo se aplican 110 millones de toneladas cada año. [66] En la industria de la fermentación se utilizan soluciones de amoníaco que oscilan entre el 16% y el 25% como fuente de nitrógeno para los microorganismos y para ajustar el pH durante la fermentación. [67]
Debido a las propiedades de vaporización del amoníaco, es un refrigerante útil . [62] Se usaba comúnmente antes de la popularización de los clorofluorocarbonos (freones). El amoníaco anhidro se usa ampliamente en aplicaciones de refrigeración industrial y pistas de hockey debido a su alta eficiencia energética y bajo costo. Tiene la desventaja de la toxicidad y requiere componentes resistentes a la corrosión, lo que restringe su uso doméstico y a pequeña escala. Además de su uso en la refrigeración moderna por compresión de vapor, se utiliza en una mezcla junto con hidrógeno y agua en refrigeradores de absorción . El ciclo de Kalina , que es de creciente importancia para las plantas de energía geotérmica, depende del amplio rango de ebullición de la mezcla de amoníaco y agua.
El refrigerante de amoníaco también se utiliza en los radiadores a bordo de la Estación Espacial Internacional en circuitos que se utilizan para regular la temperatura interna y permitir experimentos dependientes de la temperatura. [68] [69] El amoníaco está bajo presión suficiente para permanecer líquido durante todo el proceso. Los sistemas de enfriamiento de amoníaco monofásicos también sirven a la electrónica de potencia en cada par de paneles solares.
La importancia potencial del amoníaco como refrigerante ha aumentado con el descubrimiento de que los CFC y HFC ventilados son gases de efecto invernadero potentes y estables. [70]
Ya en 1895 se sabía que el amoníaco era "fuertemente antiséptico ... se necesitan 1,4 gramos por litro para conservar el té (caldo) de carne ". [71] En un estudio, el amoníaco anhidro destruyó el 99,999% de las bacterias zoonóticas en tres tipos de piensos para animales , pero no en el ensilaje . [72] [73] El amoníaco anhidro se utiliza actualmente comercialmente para reducir o eliminar la contaminación microbiana de la carne de vacuno . [74] [75] La carne de res magra de textura fina (conocida popularmente como ' baba rosada ') en la industria de la carne de vacuno se elabora a partir de recortes grasos de carne de vacuno (c. 50-70% de grasa) eliminando la grasa mediante calor y centrifugación , y luego tratándola. con amoníaco para matar E. coli . El proceso fue considerado eficaz y seguro por el Departamento de Agricultura de EE. UU . basándose en un estudio que encontró que el tratamiento reduce la E. coli a niveles indetectables. [76] Ha habido preocupaciones de seguridad sobre el proceso, así como quejas de los consumidores sobre el sabor y el olor de la carne tratada con amoníaco. [77]
El amoníaco se ha utilizado como combustible y es una alternativa propuesta a los combustibles fósiles y al hidrógeno. Al ser líquido a temperatura ambiente bajo su propia presión de vapor y tener una alta densidad de energía volumétrica y gravimétrica, el amoníaco se considera un portador adecuado para el hidrógeno [78] y puede ser más barato que el transporte directo de hidrógeno líquido. [79]
En comparación con el hidrógeno, el amoníaco es más fácil de almacenar. En comparación con el hidrógeno como combustible , el amoníaco es mucho más eficiente energéticamente y podría producirse, almacenarse y entregarse a un costo mucho menor que el hidrógeno, que debe mantenerse comprimido o como líquido criogénico. [80] [81] La densidad de energía bruta del amoníaco líquido es 11,5 MJ/L, [80] que es aproximadamente un tercio de la del diésel .
El amoníaco se puede convertir nuevamente en hidrógeno para usarlo para alimentar celdas de combustible de hidrógeno, o se puede usar directamente dentro de celdas de combustible de amoníaco directo de óxido sólido de alta temperatura para proporcionar fuentes de energía eficientes que no emitan gases de efecto invernadero . [82] [83] La conversión de amoníaco a hidrógeno se puede lograr mediante el proceso de amida de sodio [84] o la descomposición catalítica de amoníaco utilizando catalizadores sólidos. [85]
Se han propuesto y utilizado ocasionalmente motores de amoníaco o motores de amoníaco, que utilizan amoníaco como fluido de trabajo . [86] El principio es similar al utilizado en una locomotora sin fuego , pero con amoníaco como fluido de trabajo, en lugar de vapor o aire comprimido. Los motores de amoníaco fueron utilizados experimentalmente en el siglo XIX por Goldsworthy Gurney en el Reino Unido y la línea de tranvía St. Charles Avenue en Nueva Orleans en las décadas de 1870 y 1880, [87] y durante la Segunda Guerra Mundial se utilizó amoníaco para impulsar autobuses en Bélgica . [88]
A veces se propone el amoníaco como una alternativa práctica al combustible fósil para los motores de combustión interna . [88] [89] [90] [91] Sin embargo, el amoníaco no se puede utilizar fácilmente en los motores de ciclo Otto existentes debido a su rango de inflamabilidad muy estrecho. A pesar de ello, se han realizado varias pruebas. [92] [93] [94] Su alto índice de octanaje de 120 [95] y su baja temperatura de llama [96] permiten el uso de altas relaciones de compresión sin la penalización de una alta producción de NO x . Dado que el amoníaco no contiene carbono, su combustión no puede producir dióxido de carbono , monóxido de carbono , hidrocarburos ni hollín .
La producción de amoníaco genera actualmente el 1,8% de las emisiones mundiales de CO 2 . El "amoniaco verde" es el amoníaco producido utilizando hidrógeno verde (hidrógeno producido por electrólisis), mientras que el "amoniaco azul" es el amoníaco producido utilizando hidrógeno azul (hidrógeno producido por el reformado de metano con vapor donde se ha capturado y almacenado el dióxido de carbono). [97]
Los motores de cohetes también han sido alimentados con amoníaco. El motor cohete Reaction Motors XLR99 que propulsaba el avión de investigación hipersónico X-15 utilizaba amoníaco líquido. Aunque no es tan potente como otros combustibles, no deja hollín en el motor del cohete reutilizable y su densidad coincide aproximadamente con la densidad del oxidante, el oxígeno líquido , lo que simplificó el diseño del avión.
En 2020, Arabia Saudita envió 40 toneladas métricas de 'amoniaco azul' líquido a Japón para su uso como combustible. [98] Fue producido como subproducto por las industrias petroquímicas y puede quemarse sin emitir gases de efecto invernadero . Su densidad de energía en volumen es casi el doble que la del hidrógeno líquido. Si el proceso de creación puede ampliarse a través de recursos puramente renovables, produciendo amoníaco verde, podría marcar una gran diferencia para evitar el cambio climático . [99] La empresa ACWA Power y la ciudad de Neom han anunciado la construcción de una planta verde de hidrógeno y amoníaco en 2020. [100]
El amoníaco verde se considera un combustible potencial para futuros buques portacontenedores. En 2020, las empresas DSME y MAN Energy Solutions anunciaron la construcción de un barco a base de amoníaco, DSME planea comercializarlo para 2025. [101] También se está explorando el uso de amoníaco como posible combustible alternativo para motores a reacción de aviones . [102]
Japón tiene la intención de implementar un plan para desarrollar una tecnología de co-combustión de amoníaco que pueda aumentar el uso de amoníaco en la generación de energía, como parte de los esfuerzos para ayudar a las empresas de servicios públicos nacionales y asiáticas a acelerar su transición hacia la neutralidad de carbono . [103] En octubre de 2021 se celebró la primera Conferencia Internacional sobre Combustible Amoniaco (ICFA2021). [104] [105]
En junio de 2022, IHI Corporation logró reducir los gases de efecto invernadero en más del 99 % durante la combustión de amoníaco líquido en una turbina de gas de 2000 kilovatios, logrando una generación de energía verdaderamente libre de CO 2 . [106] En julio de 2022, las naciones del Quad formadas por Japón, Estados Unidos, Australia e India acordaron promover el desarrollo tecnológico para la combustión limpia de hidrógeno y amoníaco como combustibles en la primera reunión sobre energía del grupo de seguridad. [107] A partir de 2022 , sin embargo, se producen [actualizar]cantidades significativas de NO x . [108] El óxido nitroso también puede ser un problema. [109]
A alta temperatura y en presencia de un catalizador adecuado , el amoníaco se descompone en sus elementos constituyentes. [110] La descomposición del amoníaco es un proceso ligeramente endotérmico que requiere 23 kJ/mol (5,5 kcal/mol ) de amoníaco y produce hidrógeno y nitrógeno gaseoso .
El "amoniaco" doméstico es una solución de NH 3 en agua y se utiliza como limpiador de uso general para muchas superficies. Debido a que el amoníaco produce un brillo relativamente sin rayas, uno de sus usos más comunes es limpiar vidrio , porcelana y acero inoxidable . También se utiliza con frecuencia para limpiar hornos y para remojar artículos para aflojar la suciedad adherida. El amoníaco doméstico varía en concentración por peso del 5% al 10% de amoníaco. [111] Los fabricantes estadounidenses de productos de limpieza deben proporcionar la hoja de datos de seguridad del material del producto que indique la concentración utilizada. [112]
Las soluciones de amoniaco (5-10% en peso) se utilizan como limpiadores domésticos, particularmente para vidrio. Estas soluciones son irritantes para los ojos y las mucosas (tractos respiratorios y digestivos) y, en menor medida, para la piel. Los expertos recomiendan tener precaución para garantizar que el producto químico no se mezcle con ningún líquido que contenga lejía , debido al peligro de que se forme gas tóxico de cloramina. La mezcla con productos que contienen cloro o oxidantes fuertes, como lejía doméstica, puede generar vapores tóxicos de cloramina . [113]
Los expertos también advierten de no utilizar limpiadores a base de amoniaco (como limpiacristales o limpiacristales) en las pantallas táctiles de los coches , debido al riesgo de dañar los revestimientos antideslumbrantes y antihuellas de la pantalla. [114]
El amoníaco se utiliza para eliminar el SO 2 procedente de la quema de combustibles fósiles y el producto resultante se convierte en sulfato de amonio para utilizarlo como fertilizante. El amoníaco neutraliza los contaminantes de óxido de nitrógeno ( NO x ) emitidos por los motores diésel. Esta tecnología, denominada SCR ( reducción catalítica selectiva ), se basa en un catalizador a base de vanadia . [115]
Se puede utilizar amoníaco para mitigar los derrames gaseosos de fosgeno . [116]
El amoníaco, como vapor liberado por las sales aromáticas , ha encontrado un uso importante como estimulante respiratorio. El amoníaco se utiliza comúnmente en la fabricación ilegal de metanfetamina mediante una reducción de abedul . [118] El método Birch para producir metanfetamina es peligroso porque el metal alcalino y el amoníaco líquido son extremadamente reactivos, y la temperatura del amoníaco líquido lo hace susceptible a una ebullición explosiva cuando se agregan reactivos. [119]
El amoníaco líquido se utiliza para el tratamiento de materiales de algodón, dándoles propiedades como la mercerización , utilizando álcalis. En particular, se utiliza para el prelavado de lana. [120]
A temperatura y presión estándar, el amoníaco es menos denso que la atmósfera y tiene aproximadamente entre el 45% y el 48% del poder de elevación del hidrógeno o el helio . En ocasiones se ha utilizado amoníaco para llenar globos como gas de elevación . Debido a su punto de ebullición relativamente alto (en comparación con el helio y el hidrógeno), el amoníaco podría potencialmente refrigerarse y licuarse a bordo de una aeronave para reducir la sustentación y agregar lastre (y devolverse a gas para agregar sustentación y reducir lastre). [121]
Se ha utilizado amoníaco para oscurecer el roble blanco aserrado en cuartos en muebles Arts & Crafts y estilo Mission. Los vapores de amoníaco reaccionan con los taninos naturales de la madera y hacen que ésta cambie de color. [122]
La Administración de Salud y Seguridad Ocupacional de EE. UU. (OSHA) ha establecido un límite de exposición de 15 minutos para el amoníaco gaseoso de 35 ppm por volumen en el aire ambiental y un límite de exposición de 8 horas de 25 ppm por volumen. [124] El Instituto Nacional de Seguridad y Salud Ocupacional (NIOSH) redujo recientemente el IDLH (Inmediatamente Peligroso para la Vida y la Salud, el nivel al que un trabajador sano puede estar expuesto durante 30 minutos sin sufrir efectos irreversibles en la salud) de 500 a 300 con base en sobre interpretaciones recientes más conservadoras de la investigación original de 1943. Otras organizaciones tienen diferentes niveles de exposición. Estándares de la Marina de los EE. UU. [Oficina de Buques de los EE. UU. 1962] concentraciones máximas permitidas (MAC): para exposición continua (60 días) es 25 ppm; para una exposición de 1 hora es de 400 ppm. [125]
El vapor de amoníaco tiene un olor acre, irritante y penetrante que actúa como advertencia de una exposición potencialmente peligrosa. El umbral de olor promedio es de 5 ppm, muy por debajo de cualquier peligro o daño. La exposición a concentraciones muy altas de amoníaco gaseoso puede provocar daño pulmonar y la muerte. [124] El amoníaco está regulado en los EE. UU. como un gas no inflamable, pero cumple con la definición de un material que es tóxico por inhalación y requiere un permiso de seguridad peligroso cuando se transporta en cantidades superiores a 3500 galones estadounidenses (13 000 L; 2900 imp. galón). [126]
El amoníaco líquido es peligroso porque es higroscópico y porque puede provocar quemaduras cáusticas . Consulte Gasero § Efectos sobre la salud de cargas específicas transportadas en gaseros para obtener más información.
La toxicidad de las soluciones de amoníaco no suele causar problemas a los humanos ni a otros mamíferos, ya que existe un mecanismo específico para evitar su acumulación en el torrente sanguíneo. El amoníaco se convierte en carbamoil fosfato mediante la enzima carbamoil fosfato sintetasa y luego ingresa al ciclo de la urea para incorporarse a los aminoácidos o excretarse en la orina. [127] Los peces y anfibios carecen de este mecanismo, ya que normalmente pueden eliminar el amoníaco de sus cuerpos mediante excreción directa. El amoníaco, incluso en concentraciones diluidas, es altamente tóxico para los animales acuáticos, por lo que está clasificado como peligroso para el medio ambiente . El amoníaco atmosférico juega un papel clave en la formación de partículas finas . [128]
El amoníaco es un componente del humo del tabaco . [129]
El amoníaco está presente en las corrientes de aguas residuales de coquización, como subproducto líquido de la producción de coque a partir del carbón . [130] En algunos casos, el amoníaco se vierte al medio marino , donde actúa como contaminante. La acería de Whyalla, en Australia del Sur , es un ejemplo de instalación productora de coque que vierte amoníaco en aguas marinas. [131]
Se cree que la toxicidad del amoníaco es una causa de pérdidas inexplicables en los criaderos de peces . El exceso de amoníaco puede acumularse y causar alteración del metabolismo o aumentos en el pH corporal del organismo expuesto. La tolerancia varía entre las especies de peces. [132] En concentraciones más bajas, alrededor de 0,05 mg/L, el amoníaco no ionizado es perjudicial para las especies de peces y puede provocar tasas de crecimiento y conversión alimenticia deficientes, reducción de la fecundidad y fertilidad y aumentar el estrés y la susceptibilidad a infecciones y enfermedades bacterianas. [133] Expuestos a un exceso de amoníaco, los peces pueden sufrir pérdida de equilibrio, hiperexcitabilidad, aumento de la actividad respiratoria y del consumo de oxígeno y aumento de la frecuencia cardíaca. [132] En concentraciones superiores a 2,0 mg/L, el amoníaco provoca daños en las branquias y los tejidos, letargo extremo, convulsiones, coma y muerte. [132] [134] Los experimentos han demostrado que la concentración letal para una variedad de especies de peces oscila entre 0,2 y 2,0 mg/L. [134]
Durante el invierno, cuando se administran alimentos reducidos a las poblaciones de acuicultura, los niveles de amoníaco pueden ser más altos. Las temperaturas ambiente más bajas reducen la tasa de fotosíntesis de las algas, por lo que las algas presentes eliminan menos amoníaco. En el entorno de la acuicultura, especialmente a gran escala, no existe un remedio de acción rápida para los niveles elevados de amoníaco. Se recomienda prevenir en lugar de corregir para reducir el daño a los peces de piscifactoría [134] y, en sistemas de aguas abiertas, al medio ambiente circundante.
Al igual que el propano , el amoníaco anhidro hierve por debajo de la temperatura ambiente cuando está a presión atmosférica. Un recipiente de almacenamiento con capacidad de 250 psi (1,7 MPa ) es adecuado para contener el líquido. [135] El amoníaco se utiliza en numerosas aplicaciones industriales diferentes que requieren recipientes de almacenamiento de acero inoxidable o carbono. El amoníaco con al menos un 0,2 % en peso de contenido de agua no es corrosivo para el acero al carbono. Los tanques de almacenamiento de construcción de acero al carbono NH 3 con 0,2% en peso o más de agua podrían durar más de 50 años en servicio. [136] Los expertos advierten que no se debe permitir que los compuestos de amonio entren en contacto con bases (a menos que se trate de una reacción intencionada y contenida), ya que podrían liberarse cantidades peligrosas de gas amoníaco.
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Los peligros de las soluciones de amoníaco dependen de la concentración: las soluciones de amoníaco "diluidas" suelen tener entre un 5% y un 10% en peso (< 5,62 mol/L); Las soluciones "concentradas" normalmente se preparan a >25% en peso. Una solución al 25% (en peso) tiene una densidad de 0,907 g/cm 3 y una solución que tenga una densidad menor estará más concentrada. La clasificación de la Unión Europea de soluciones de amoníaco se proporciona en la tabla.
El vapor de amoníaco de las soluciones concentradas de amoníaco irrita gravemente los ojos y el tracto respiratorio , y los expertos advierten que estas soluciones sólo deben manipularse en una campana extractora . Las soluciones saturadas ('0,880' – ver § Propiedades ) pueden desarrollar una presión significativa dentro de una botella cerrada en climas cálidos, y los expertos también advierten que la botella debe abrirse con cuidado. Esto no suele ser un problema para soluciones del 25% ("0,900").
Los expertos advierten que no se deben mezclar soluciones de amoniaco con halógenos , ya que se forman productos tóxicos y/o explosivos. Los expertos también advierten que el contacto prolongado de soluciones de amoníaco con sales de plata , mercurio o yoduro también puede dar lugar a productos explosivos: estas mezclas se forman a menudo en análisis inorgánicos cualitativos y es necesario acidificarlas ligeramente pero no concentrarlas (<6% w/ v) antes de su eliminación una vez finalizada la prueba.
El amoniaco anhidro está clasificado como tóxico ( T ) y peligroso para el medio ambiente ( N ). El gas es inflamable ( temperatura de autoignición : 651 °C) y puede formar mezclas explosivas con el aire (16-25%). El límite de exposición permisible (PEL) en los Estados Unidos es de 50 ppm (35 mg/m 3 ), mientras que la concentración IDLH se estima en 300 ppm. La exposición repetida al amoníaco reduce la sensibilidad al olor del gas: normalmente el olor es detectable en concentraciones inferiores a 50 ppm, pero las personas insensibles pueden no detectarlo ni siquiera en concentraciones de 100 ppm. El amoníaco anhidro corroe las aleaciones que contienen cobre y zinc , lo que hace que los accesorios de latón no sean apropiados para el manejo del gas. El amoníaco líquido también puede atacar el caucho y ciertos plásticos.
El amoníaco reacciona violentamente con los halógenos . El triyoduro de nitrógeno , un alto explosivo primario , se forma cuando el amoníaco entra en contacto con el yodo . El amoníaco provoca la polimerización explosiva del óxido de etileno . También forma compuestos explosivos fulminantes con compuestos de oro , plata , mercurio , germanio o telurio , y con estibina . También se han notificado reacciones violentas con acetaldehído , soluciones de hipoclorito , ferricianuro de potasio y peróxidos .
El amoníaco tiene una de las tasas de producción más altas de cualquier sustancia química inorgánica. A veces la producción se expresa en términos de "nitrógeno fijo". La producción mundial se estimó en 160 millones de toneladas en 2020 (147 toneladas de nitrógeno fijo). [138] China representó el 26,5% de esa cifra, seguida de Rusia con el 11,0%, los Estados Unidos con el 9,5% y la India con el 8,3%. [138]
Antes del inicio de la Primera Guerra Mundial , la mayor parte del amoníaco se obtenía mediante destilación seca [139] de productos de desecho vegetales y animales nitrogenados, incluido el estiércol de camello , donde se destilaba mediante la reducción de ácido nitroso y nitritos con hidrógeno; además, se producía por la destilación del carbón , y también por la descomposición de las sales de amonio por hidróxidos alcalinos [140] como la cal viva : [21]
Para síntesis de laboratorio a pequeña escala, se puede calentar urea e hidróxido de calcio o hidróxido de sodio :
El proceso Haber , [141] también llamado proceso Haber-Bosch, es el principal procedimiento industrial para la producción de amoníaco . [142] [143] Los químicos alemanes Fritz Haber y Carl Bosch lo desarrollaron en la primera década del siglo XX. El proceso convierte el nitrógeno atmosférico (N 2 ) en amoníaco (NH 3 ) mediante una reacción con hidrógeno (H 2 ) utilizando un catalizador de metal de hierro a altas temperaturas y presiones. Esta reacción es ligeramente exotérmica (es decir, libera energía), lo que significa que la reacción se ve favorecida a temperaturas más bajas [144] y presiones más altas. [145] Disminuye la entropía , complicando el proceso. El hidrógeno se produce mediante reformado con vapor , seguido de un ciclo cerrado iterativo para hacer reaccionar el hidrógeno con el nitrógeno para producir amoníaco.
La reacción principal es:
El amoníaco se puede sintetizar electroquímicamente. Los únicos insumos necesarios son fuentes de nitrógeno (potencialmente atmosférico) e hidrógeno (agua), lo que permite la generación en el punto de uso. La disponibilidad de energía renovable crea la posibilidad de una producción con cero emisiones. [149] [150]
' Amoníaco Verde ' es el nombre del amoníaco producido a partir de hidrógeno que a su vez se produce a partir de fuentes libres de carbono, como la electrólisis del agua. El amoníaco de esta fuente se puede utilizar como combustible líquido sin contribuir al cambio climático global .
Otro modo de síntesis electroquímica implica la formación reductora de nitruro de litio , que puede protonarse a amoníaco, dada una fuente de protones . Se ha utilizado etanol como tal fuente, aunque puede degradarse. El primer uso de esta química se informó en 1930, cuando se utilizaron soluciones de litio en etanol para producir amoníaco a presiones de hasta 1000 bar. [151] En 1994, Tsuneto et al. utilizó la electrodeposición de litio en tetrahidrofurano para sintetizar amoníaco a presiones más moderadas con una eficiencia faradaica razonable . [152] Desde entonces, otros estudios han utilizado el sistema etanol-tetrahidrofurano para la síntesis electroquímica de amoníaco. [153] [154] En 2019, Lazouski et al. propuso un mecanismo para explicar la cinética de formación de amoníaco observada. [153]
En 2020, Lazouski et al. desarrolló un electrodo de difusión de gas independiente del disolvente para mejorar el transporte de nitrógeno al litio reactivo. El estudio observó tasas de producción de NH 3 de hasta 30 ± 5 nmol/s/cm 2 y eficiencias faradaicas de hasta 47,5 ± 4 % a temperatura ambiente y 1 bar de presión. [155]
En 2021, Suryanto et al. reemplazó el etanol con una sal de tetraalquilfosfonio . Este catión puede sufrir de manera estable ciclos de desprotonación-reprotonación, mientras mejora la conductividad iónica del medio . [156] El estudio observó tasas de producción de NH 3 de 53 ± 1 nmol/s/cm 2 en experimentos de eficiencia faradaica de 69 ± 1% bajo presión parcial de 0,5 bar de hidrógeno y 19,5 bar de nitrógeno a temperatura ambiente. [156]
El amoníaco es esencial para la vida. [158] Por ejemplo, es necesario para la formación de aminoácidos y ácidos nucleicos , componentes fundamentales de la vida. Sin embargo, el amoníaco es bastante tóxico. Por tanto, la naturaleza utiliza vehículos para el amoníaco. Dentro de una célula, el glutamato cumple esta función. En el torrente sanguíneo, la glutamina es una fuente de amoníaco. [159]
La etanolamina, necesaria para las membranas celulares, es el sustrato de la etanolamina amoniaco-liasa , que produce amoníaco: [160]
El amoníaco es a la vez un desecho metabólico y un insumo metabólico en toda la biosfera . Es una fuente importante de nitrógeno para los sistemas vivos. Aunque el nitrógeno atmosférico abunda (más del 75%), pocos seres vivos son capaces de utilizar el nitrógeno atmosférico en su forma diatómica , el gas N 2 . Por lo tanto, la fijación de nitrógeno es necesaria para la síntesis de aminoácidos , que son los componentes básicos de las proteínas . Algunas plantas dependen del amoníaco y otros desechos nitrogenados incorporados al suelo por la materia en descomposición. Otras, como las leguminosas fijadoras de nitrógeno , se benefician de relaciones simbióticas con bacterias rizobias que crean amoníaco a partir del nitrógeno atmosférico. [161]
En los seres humanos, la inhalación de amoníaco en altas concentraciones puede ser mortal. La exposición al amoníaco puede provocar dolores de cabeza , edema , problemas de memoria, convulsiones y coma , ya que es de naturaleza neurotóxica . [162]
En ciertos organismos, el amoníaco se produce a partir del nitrógeno atmosférico mediante enzimas llamadas nitrogenasas . El proceso general se llama fijación de nitrógeno . Se han realizado intensos esfuerzos para comprender el mecanismo de fijación biológica de nitrógeno. El interés científico en este problema está motivado por la estructura inusual del sitio activo de la enzima, que consiste en un conjunto Fe 7 MoS 9 . [163]
El amoníaco también es un producto metabólico de la desaminación de aminoácidos catalizada por enzimas como la glutamato deshidrogenasa 1 . La excreción de amoníaco es común en los animales acuáticos. En los seres humanos, se convierte rápidamente en urea (a través del hígado ), que es mucho menos tóxica y, en particular, menos básica. Esta urea es un componente importante del peso seco de la orina . La mayoría de los reptiles, aves, insectos y caracoles excretan ácido úrico únicamente como desecho nitrogenado.
El amoníaco desempeña un papel en la fisiología animal tanto normal como anormal . Se biosintetiza mediante el metabolismo normal de los aminoácidos y es tóxico en altas concentraciones. El hígado convierte el amoníaco en urea mediante una serie de reacciones conocidas como ciclo de la urea . La disfunción hepática, como la que se observa en la cirrosis , puede provocar cantidades elevadas de amoníaco en la sangre ( hiperamonemia ). Asimismo, defectos en las enzimas responsables del ciclo de la urea, como la ornitina transcarbamilasa , provocan hiperamonemia . La hiperamonemia contribuye a la confusión y al coma de la encefalopatía hepática , así como a la enfermedad neurológica común en personas con defectos del ciclo de la urea y acidurias orgánicas . [164]
El amoníaco es importante para el equilibrio ácido/base normal de los animales. Después de la formación de amonio a partir de glutamina , el α-cetoglutarato puede degradarse para producir dos iones bicarbonato , que luego están disponibles como tampones para los ácidos dietéticos. El amonio se excreta en la orina, lo que produce una pérdida neta de ácido. El amoníaco puede difundirse a través de los túbulos renales , combinarse con un ion hidrógeno y así permitir una mayor excreción de ácido . [165]
Los iones de amonio son un producto de desecho tóxico del metabolismo de los animales . En peces e invertebrados acuáticos se excreta directamente al agua. En mamíferos, tiburones y anfibios, se convierte en el ciclo de la urea en urea , que es menos tóxica y puede almacenarse de manera más eficiente. En aves, reptiles y caracoles terrestres, el amonio metabólico se convierte en ácido úrico , que es sólido y, por tanto, puede excretarse con una mínima pérdida de agua. [166]
Se ha detectado amoníaco en las atmósferas de los planetas gigantes Júpiter , Saturno , Urano y Neptuno , junto con otros gases como el metano , el hidrógeno y el helio . El interior de Saturno puede incluir cristales de amoníaco congelados. [167] Se encuentra en Deimos y Fobos , las dos lunas de Marte .
El amoníaco se detectó por primera vez en el espacio interestelar en 1968, basándose en emisiones de microondas procedentes de la dirección del núcleo galáctico . [168] Esta fue la primera molécula poliatómica que se detectó de esta manera. La sensibilidad de la molécula a una amplia gama de excitaciones y la facilidad con la que puede observarse en varias regiones ha convertido al amoníaco en una de las moléculas más importantes para los estudios de las nubes moleculares . [169] La intensidad relativa de las líneas de amoníaco se puede utilizar para medir la temperatura del medio emisor.
Se han detectado las siguientes especies isotópicas de amoníaco: NH 3 , 15 NH 3 , NH 2 D , NHD 2 y ND 3 . La detección de amoníaco triplemente deuterado se consideró una sorpresa, ya que el deuterio es relativamente escaso. Se cree que las condiciones de baja temperatura permiten que esta molécula sobreviva y se acumule. [170]
Desde su descubrimiento interestelar, el NH 3 ha demostrado ser una herramienta espectroscópica invaluable en el estudio del medio interestelar. Con una gran cantidad de transiciones sensibles a una amplia gama de condiciones de excitación, el NH 3 ha sido ampliamente detectado astronómicamente; su detección se ha informado en cientos de artículos de revistas. A continuación se incluye una muestra de artículos de revistas que destacan la variedad de detectores que se han utilizado para identificar el amoníaco.
El estudio del amoníaco interestelar ha sido importante para varias áreas de investigación en las últimas décadas. Algunos de ellos se detallan a continuación e implican principalmente el uso de amoníaco como termómetro interestelar.
La abundancia interestelar de amoníaco se ha medido en una variedad de entornos. Se ha estimado que la relación [ NH 3 ]/[ H 2 ] oscila entre 10 −7 en pequeñas nubes oscuras [171] hasta 10 −5 en el denso núcleo del complejo de nubes moleculares de Orión . [172] Aunque se han propuesto un total de 18 rutas de producción, [173] el principal mecanismo de formación del NH 3 interestelar es la reacción:
La constante de velocidad, k , de esta reacción depende de la temperatura del ambiente, con un valor de 10 K. [174] La constante de velocidad se calculó a partir de la fórmula . Para la reacción de formación primaria, a = 1,05 × 10 −6 y B = −0,47 . Suponiendo unaabundancia de NH + 4 y una abundancia de electrones de 10 −7 típicas de las nubes moleculares, la formación procederá a un ritmo de1,6 × 10 −9 cm −3 s −1 en una nube molecular de densidad total10 5 cm −3 . [175]
Todas las demás reacciones de formación propuestas tienen constantes de velocidad de entre dos y 13 órdenes de magnitud menores, lo que hace que su contribución a la abundancia de amoníaco sea relativamente insignificante. [176] Como ejemplo de la contribución menor que desempeñan otras reacciones de formación, la reacción:
tiene una constante de velocidad de 2,2 × 10 −15 . Suponiendo densidades de H 2 de 10 5 y una relación [ NH 2 ]/[ H 2 ] de 10 −7 , esta reacción avanza a una velocidad de 2,2 × 10 −12 , más de tres órdenes de magnitud más lenta que la reacción primaria anterior.
Algunas de las otras posibles reacciones de formación son:
Hay un total de 113 reacciones propuestas que conducen a la destrucción del NH 3 . De ellos, 39 estaban tabulados en extensas tablas de química entre compuestos de C, N y O. [177] Una revisión del amoníaco interestelar cita las siguientes reacciones como los principales mecanismos de disociación: [169]
con constantes de velocidad de 4,39×10 −9 [178] y 2,2×10 −9 , [179] respectivamente. Las ecuaciones anteriores ( 1 , 2 ) se ejecutan a una velocidad de 8,8 × 10 −9 y 4,4 × 10 −13 , respectivamente. Estos cálculos asumieron las constantes de velocidad y abundancias dadas de [ NH 3 ]/[ H 2 ] = 10 −5 , [ [H 3 ] + ]/[ H 2 ] = 2×10 −5 , [ HCO + ]/[ H 2 ] = 2×10 −9 , y densidades totales de n = 10 5 , típicas de nubes moleculares densas y frías. [180] Claramente, entre estas dos reacciones primarias, la ecuación ( 1 ) es la reacción de destrucción dominante, con una velocidad ≈10,000 veces más rápida que la ecuación ( 2 ). Esto se debe a la abundancia relativamente alta de [H 3 ] + .
Las radioobservaciones de NH 3 realizadas con el radiotelescopio Effelsberg de 100 m revelan que la línea de amoníaco está separada en dos componentes: una cresta de fondo y un núcleo no resuelto. El fondo se corresponde bien con las ubicaciones de CO detectadas previamente. [181] El telescopio Chilbolton de 25 m en Inglaterra detectó firmas de radio de amoníaco en regiones H II , máseres HNH 2 O , objetos H – H y otros objetos asociados con la formación de estrellas. Una comparación de los anchos de las líneas de emisión indica que las velocidades turbulentas o sistemáticas no aumentan en los núcleos centrales de las nubes moleculares. [182]
Se observó radiación de microondas procedente de amoníaco en varios objetos galácticos, incluidos W3(OH), Orion A , W43 , W51 y cinco fuentes en el centro galáctico. La alta tasa de detección indica que se trata de una molécula común en el medio interestelar y que las regiones de alta densidad son comunes en la galaxia. [183]
Las observaciones del VLA de NH 3 en siete regiones con salidas gaseosas de alta velocidad revelaron condensaciones de menos de 0,1 pc en L1551, S140 y Cepheus A. En Cepheus A se detectaron tres condensaciones individuales, una de ellas de forma muy alargada. Pueden desempeñar un papel importante en la creación del flujo bipolar en la región. [184]
Se obtuvieron imágenes de amoníaco extragaláctico utilizando el VLA en IC 342 . El gas caliente tiene temperaturas superiores a 70 K, lo que se dedujo de las proporciones de las líneas de amoníaco y parece estar estrechamente asociado con las porciones más internas de la barra nuclear observadas en el CO. [185] El VLA también monitoreó el NH 3 hacia una muestra de cuatro galaxias. Regiones HII ultracompactas: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96-0.02 y G31.41+0.31. Con base en los diagnósticos de temperatura y densidad, se concluye que, en general, estos grupos son probablemente sitios de formación de estrellas masivas en una fase evolutiva temprana antes del desarrollo de una región HII ultracompacta. [186]
La absorción a 2,97 micrómetros debida al amoníaco sólido se registró en granos interestelares en el Objeto Becklin-Neugebauer y probablemente también en NGC 2264-IR. Esta detección ayudó a explicar la forma física de líneas de absorción de hielo relacionadas y poco comprendidas anteriormente. [187]
Se obtuvo un espectro del disco de Júpiter desde el Observatorio Aerotransportado Kuiper , que cubre el rango espectral de 100 a 300 cm −1 . El análisis del espectro proporciona información sobre las propiedades medias globales del gas amoniaco y de la neblina de hielo de amoniaco. [188]
Se estudiaron un total de 149 posiciones de nubes oscuras en busca de evidencia de 'núcleos densos' utilizando la línea de inversión giratoria (J,K) = (1,1) de NH3 . En general, los núcleos no tienen forma esférica, con relaciones de aspecto que oscilan entre 1,1 y 4,4. También se ha descubierto que los núcleos con estrellas tienen líneas más anchas que los núcleos sin estrellas. [189]
Se ha detectado amoníaco en la Nebulosa Draco y en una o posiblemente dos nubes moleculares, que están asociadas con los cirros infrarrojos galácticos de altas latitudes . El hallazgo es significativo porque pueden representar los lugares de nacimiento de las estrellas de tipo B de metalicidad de Población I en el halo galáctico que podrían haber nacido en el disco galáctico. [190]
Al equilibrar la emisión estimulada con la emisión espontánea, es posible construir una relación entre la temperatura de excitación y la densidad. Además, dado que los niveles de transición de amoníaco pueden aproximarse mediante un sistema de 2 niveles a bajas temperaturas, este cálculo es bastante sencillo. Esta premisa se puede aplicar a las nubes oscuras, regiones sospechosas de tener temperaturas extremadamente bajas y posibles sitios para la futura formación de estrellas. Las detecciones de amoníaco en las nubes oscuras muestran líneas muy estrechas, lo que indica no sólo bajas temperaturas, sino también un bajo nivel de turbulencia en el interior de las nubes. Los cálculos de relación de líneas proporcionan una medición de la temperatura de las nubes que es independiente de observaciones anteriores de CO. Las observaciones de amoníaco fueron consistentes con mediciones de CO de temperaturas de rotación de ≈10 K. Con esto, se pueden determinar las densidades, que se han calculado en un rango entre 10 4 y 10 5 cm −3 en nubes oscuras. El mapeo de NH 3 proporciona tamaños típicos de nubes de 0,1 pc y masas cercanas a 1 masa solar. Estos núcleos fríos y densos son los sitios de futura formación estelar.
Las regiones HII ultracompactas se encuentran entre los mejores marcadores de formación de estrellas de gran masa. El material denso que rodea las regiones UCHII probablemente sea principalmente molecular. Dado que un estudio completo de la formación de estrellas masivas implica necesariamente la nube a partir de la cual se formó la estrella, el amoníaco es una herramienta invaluable para comprender este material molecular circundante. Dado que este material molecular se puede resolver espacialmente, es posible limitar las fuentes de calentamiento/ionización, temperaturas, masas y tamaños de las regiones. Los componentes de velocidad desplazados por Doppler permiten la separación de distintas regiones de gas molecular que pueden rastrear flujos de salida y núcleos calientes originados en estrellas en formación.
Se ha detectado amoníaco en galaxias externas, [191] [192] y midiendo simultáneamente varias líneas, es posible medir directamente la temperatura del gas en estas galaxias. Las proporciones lineales implican que las temperaturas del gas son cálidas (≈50 K), y se originan en nubes densas con tamaños de decenas de pársecs. Esta imagen es consistente con la imagen dentro de nuestra galaxia, la Vía Láctea : núcleos moleculares densos y calientes se forman alrededor de estrellas recién formadas incrustadas en nubes más grandes de material molecular en la escala de varios cientos de pársecs (nubes moleculares gigantes; GMC).
