compuestu químicu From Wikipedia, the free encyclopedia
L'amoniacu ye un compuestu químicu de nitróxenu cola fórmula química NH3. Ye un gas incoloru con un carauterísticu golor repulsivo. L'amoniacu contribúi significativamente a les necesidaes nutricionales de los organismos terrestres por ser un precursor de fertilizantes. Direuta o indireutamente, l'amoniacu ye tamién un elementu importante pa la síntesis de munchos fármacos y ye usáu en diversos productos comerciales de llimpieza. Magar el so gran usu, l'amoniacu ye cáusticu y peligrosu. La producción industrial del amoniacu en 2012 foi de 198 000 000 tonelaes, lo qu'equival a un 35 % de medría con respectu al añu 2006, con 146 500 000 tonelaes.[1]
Amoniacu | |
|---|---|
| Xeneral | |
| Estructura química |
 |
| Fórmula química | NH₃ |
| SMILES canónicu | modelu 2D |
| MolView | modelu 3D |
| Propiedaes físiques | |
| Masa | 17,026549096 unidá de masa atómica |
| Densidá absoluta | 0,7625 quilogramu por metru cúbicu |
| Puntu de fusión | −77,74 grau Celsius |
| Puntu d'ebullición | −33,4 grau Celsius |
| Velocidá del soníu | 415±1 metru por segundu |
| Enerxía d'ionización | 10,18±0,01 electrón-voltiu, 10,16 electrón-voltiu |
| Propiedaes termoquímiques | |
| Entalpía de formación | −45,94 quiloxuliu por mol |
| Entropía molecular estándar | 192,5±0,05 xuliu por mol kelvin |
| Peligrosidá | |
| Temperatura d'autoignición | 651±1 grau Celsius |
| Llímite inferior d'esplosividá | 15±1 porcentaxe en volume |
| Llímite superior d'esplosividá | 28±1 porcentaxe en volume |
| Identificadores | |
| IDLH | 210±10 miligramu por metru cúbicu, 300±1 partes per millón |
| 8,5±0,1 atmósfera | |
 | |
El NH3 fierve a los -33.34 °C a una presión d'una atmósfera, esto ayuda a que pueda caltenese n'estáu líquidu, so presión a temperatures baxes. Sicasí, a temperatures mayores a 405.5 K (temperatura crítico) nengún aumentu na presión va producir la condensación d'esti gas. Si la presión aumenta percima del valor críticu de 111.5 atm, cualquier aumentu percima d'esti valor aumenta la compresión de les molécules del gas, pero nun se forma una fase líquida definida. L'amoniacu casero o hidróxidu d'amoniu ye una solución de NH3 n'agua. La concentración de dicha solución ye midida n'unidaes de la Escala Baumé, con 26 graos baumé (cerca del 30 % por pesu d'amoniacu) como concentración típica del productu comercial.[2]
Según la teoría de repulsión ente pares d'electrones de la capa de valencia, los pares electrónicos de valencia del nitróxenu na molécula empobinar escontra los vértices d'un tetraedru, distribución carauterística cuando esiste hibridación sp³. Esiste un par solitariu, polo que la xeometría de la molécula ye piramidal trigonal (grupu puntual de simetría C3v). En disolución aguacienta puede portase como una base y formase el ion amoniu, NH4+, con un átomu d'hidróxenu en cada vértiz d'un tetraedru.
L'amoniacu, a temperatura ambiente, ye un gas incoloru de golor bien caltriante y cheirientu. Produzse naturalmente por descomposición de la materia orgánico y tamién se fabrica industrialmente. Ye fácilmente soluble y s'evapora rápido. Xeneralmente viéndese en forma líquida.
La cantidá d'amoniacu producíu industrialmente cada añu ye cuasi igual a la producida pola naturaleza. L'amoniacu ye producíu naturalmente nel suelu por bacteries, por plantes y animales en descomposición y por refugayes animales. L'amoniacu ye esencial pa munchos procesos biolóxicos.
La mayor parte (más del 80 %) del amoniacu producíu en plantes químiques ye usáu pa fabricar abonos y pa la so aplicación direuta como abonu. El restu ye usáu en testiles, plásticos, esplosivos, na producción de magaya y papel, alimentos y bébores, productos de llimpieza domésticos, refrigerantes y otros productos. Tamién s'usa en sales arumosos.
Pol so pH alcalín, ye capaz de reaccionar con ácidos produciendo sales d'amoniu.
El so nome foi dau pol químicu suecu Torbern Bergman al gas llográu nos depósitos de sal cerca del templu d'Amón, n'Exiptu y vien del griegu, ammōniakón, que significa lo perteneciente a Amón.[3][4]
L'amoniacu atópase en pequeñes cantidaes na atmósfera, siendo producíu pola podrizu de la materia nitrogenada proveniente de plantes y animales. L'amoniacu y sales d'amoniu tamién s'atopen en pequeñes cantidaes na agua d'agua, onde'l cloruru d'amoniu y sulfatu d'amoniu atópase en zones volcániques; los cristales de bicarbonatu d'amoniu atopáronse na Patagonia, nel guanu. El reñón secreta amoniacu pa neutralizar l'escesu d'ácidu.[5] Los sales d'amoniacu atópense distribuyíes al traviés de suelu fértil y nel océanu. L'amoniacu tamién s'atopa n'otres partes del sistema solar: en Marte, Xúpiter, Saturnu, Uranu, Neptunu y Plutón. Les sustancies que contienen amoniacu, o aquelles que son similar a él, llámense amoniacales.
L'amoniacu ye un gas incoloro con un golor desagradable. Ye más llixeru que l'aire, la so densidá ye 0.589 vegaes la del aire de l'atmósfera. Entiéstase fácilmente polos sos fuertes pontes d'hidróxenu ente les molécules; el líquidu fierve a -33.3 °C y conxélase a los -77.7 °C en cristales blancos.[6]
L'amoniacu puédese desodorizar fácilmente reaccionando con bicarbonatu de sodiu o acedu acético. Dambes reaiciones formen sales d'amoniacu ensin golor.
La simetría del cristal ye cúbicu, el so símbolu pearson ye CP16, grupu espacial P 213 Non.198, constante de rede 0.5125 nm.[7]
L'amoniacu líquido tien fuertes fuercies ionizantes reflexando la so alta constante dieléctrica de 22. L'amoniacu líquido tien una bien alta entalpía de vaporización (23.35 kJ/mol, cf. agua 40.65 kJ/mol, metanu 8.19 kJ/mol, fosfina 14.6 kJ/mol) y puede ser usáu en llaboratorios en vasos ensin aisllar ensin refrigeración.
L'amoniacu ye miscible con agua. Nuna solución aguacienta puede dixebrase por ebullición. La solución aguacienta d'amoniacu ye una base. La concentración máxima d'amoniacu n'agua tien una densidá de 0.880 g/cm³ (880 kg/m³) y ye frecuentemente conocíu como 'amoniacu 0.880'.
L'amoniacu casero o hidróxidu d'amoniu ye una solución de NH3 n'agua. La concentración de dicha solución ye midida n'unidaes de la Escala Baumé, con 26 graos baumé (cerca del 30 % por pesu d'amoniacu) como concentración típica del productu comercial.³
L'amoniacu nun se quemar nin sostién la combustión por sigo mesmu, sacante n'amiestos de combustible col 15 a 25 % d'aire. Cuando s'entemez con osíxenu quemar con una llapada de color verde amarellentáu maciu. A alta temperatura y na presencia d'un catalizador, l'amoniacu descomponer nos sos elementos constituyentes. La combustión asocede cuando la clorina pasa a amoniu, formando nitróxenu y cloruru d'hidróxenu; si la clorina esta por demás, fórmase l'esplosivu tricloruro de nitróxenu (NCl3).
La molécula d'amoniacu tien una forma trigonal piramidal, como lo prediz la teoría de repulsión de los pares d'electrones de la capa de valencia, con un ángulu d'enllaz determináu de 106.7º.[8] L'átomu central de nitróxenu tien cinco electrones esternos con un electrón adicional de cada átomu d'hidróxenu. Esto da un total d'ocho electrones, o cuatro pares d'electrones que son afaen tetraédricamente. Trés d'esos pares d'electrones úsense como enllaces pares, lo que dexa un par d'electrones llibres. Esti par repele más fuertemente los pares d'enllaces, entós l'ángulu del enllaz nun ye de 109.5º como s'esperaría por un acomodu tetraedral, sinón de 106.7º.[8] L'átomu de nitróxenu na molécula tien un par d'electrones llibres, lo cual provoca que l'amoniacu seya una base, aceptador de protones. Esta forma da-y a la molécula un momentu dipolo y facer una molécula polar. La polaridá de la molécula y, especialmente, la so habilidá pa formar pontes d'hidróxenu, fai que l'amoniacu seya altamente miscible n'agua. L'amoniacu ye moderadamente básicu, una solución aguacienta a 1 M tien un pH de 11.6 y si un ácidu fuerte ye amestáu a la solución hasta que la solución algame un pH neutral de (pH=7), 99.4 %, les molécules amoniacu se protonan. La temperatura y el salín tamién afecten la proporción de NH4+. Lo resultante tien una forma regular y ye isoelectrónico con metanu.
La molécula d'amoniacu fácilmente esperimenta inversión del nitróxenu a temperatura ambiente; una analoxía útil ye que cuando una sombriella xira al aviesu nun fuerte vientu. La barrera d'enerxía a esta inversión ye de 24.7 kJ/mol, y la frecuencia resonante ye de 23.79 Hz, correspondiente a la radiación d'un microondes con una llonxitú d'onda de 1.260 cm. L'absorción a esta frecuencia foi la primera espectroscopia de microondes reparada.[9]
Una de les carauterístiques más importantes del amoniacu ye'l so basicidad. L'amoniacu ye consideráu una base débil. Combinar con ácidos pa formar sales; con ácidu clorhídrico forma cloruru d'amoniu; con acedu nítrico, nitratu d'amoniu, etc. Comoquier, l'amoniacu perfectamente ensugo nun se combina con cloruru d'hidróxenu dafechu secu; l'agua ye necesaria por que se lleve a cabu la reaición[10] Como una demostración del esperimentu, les botelles abiertes con amoniacu concentrao y ácidu clorhídrico producen nubes de cloruru d'amoniu, que paecen salir "de la nada" mientres los sales formen onde s'atopen los dos nubes d'espardimientu de les molécules, ente los dos botelles.
Los sales producíos por aición del amoniacu n'ácidos son conocíos como compuestu d'amoniu, que contienen el ion d'amoniu. (NH4+).
Anque l'amoniacu ye conocíu como base débil, tamién funciona como un ácidu bien débil. Ye una sustancia prótica si ye capaz de formar aminas (les cualos contienen el ion nH2− ). Por casu, el litiu disueltu n'amoniacu líquido pa dar una solución de litiu amina.
Según l'agua, l'amoniacu sufre autoionización molecular pa formar les sos bases y ácidos conxugaos.
Plantía:Chem (aq) + Plantía:Chem (aq)En presión y temperatura estándar, K=[Plantía:Chem][Plantía:Chem] = 10Plantía:La so
La combustión del amoniacu da nitróxenu y agua ye una reaición exotérmica:
El poder caloríficu, ΔH°c, espresáu por mol d'amoniacu y formando condensación d'agua, ye -382.81 kJ/mol. El dinitrógeno ye'l productu termodinámicu d'una combustión del amoniacu: tolos óxidos de nitróxenu son inestables con al respective de N2 and O2, que ye'l principiu que ta detrás del convertíu catalíticu. Como sía, los óxidos de nitróxenu pueden ser formaos por productos cinéticos na presencia d'una catálisis apropiada, una reaición de gran importancia industrial na producción d'acedu nítrico:
Una reaición subsecuente lleva NON2
La combustión d'amoniacu n'aire ye bien difícil na ausencia d'un catalizador, pos la temperatura de la llapada ye de normal menor que la d'encendíu del amiestu d'amoniacu con aire. El rangu inflamable del amoniacu nel aire ye del 16 % al 25 %.[11]
En química orgánica, l'amoniacu puede actuar como nucleófilo en reaiciones de sustitución nucleofílica. Pueden formase aminas pola reaición del amoniacu con haloalcanos, anque'l -NH2 resultando ye tamién nucleofílico y aminas secundaries y terciaries fórmense como subproductos. Un escesu d'amoniacu ayuda a embrivir sustituciones múltiples, y neutraliza a los haluros d'hidróxenos formaos. La metilamina ye preparada comercialmente pola reaición d'amoniacu con clorometano, y la reaición d'amoniacu con ácidu 2-bromopropanoico usóse pa preparar alanina racémica nun rendimientu al 70 %. La etanolamina preparar por una reaición d'oxidación con etilenu: la reaición dacuando dexa producir dietalonamina y trietalonamina.
Les amides pueden ser prepares por una reaición d'amoniacu con derivaos ácidos carboxílicos. El cloruru de acilo ye'l más reactivu, pero l'amoniacu tien de tar presente en siquier el doble pa neutralizar l'ácidu clorhídrico formáu. Los ésteres y anhídridos tamién reaccionen col amoniacu pa formar amidas. Los sales amoniu d'acedos carboxílicos pueden tar deshidratadas en amidas tanto tiempu que nun haya térmicamente grupos sensitivos presentes: temperatures de 150 °C a 200 °C son riquíes.
L'hidróxenu nel amoniacu puede ser reemplazáu por metales, asina'l magnesiu quema nel gas cola formación de nitratu de magnesiu Mg3N2, y cuando'l gas pasa sobre sodiu o potasiu sobre calecíu, sodamida, NaNH2, y potasamida, KNH2, fórmense. Onde necesariamente en nomenclatura IUPAC, prefierse "azano" como nome del anomíaco: polo tanto la cloramina llamaríase "cloroazano", non cloroamoníaco.
L'amoniacu pentavalente ye conocíu como λ5-amino, o más comúnmente como hídricu d'amoniu. Ye sólidu cristalín ye estable solamente n'altes presiones, y descomponse de nuevu n'amoniacu trivalente y gas hidróxenu en condiciones normales. Investigóse esta sustancia como posible combustible en 1966.[12]
L'amoniacu puede funcionar como un amestando en complexu de metales de transición. Ye un donor-σ, metanes les series espectroquímicas, y amuesa un comportamientu entemediu en duru-blandiu. Dellos complexos d'amoniacu inclúin 'tetraamminediaquacopper'([Cu(NH3)4(H2O)2]2+), ([Ag(NH3)2]+) que ye la especie activa del axente de Tollen's. La formación d'esti complexu tamién puede estremase ente precipitaos de distintos haluros de plata: cloruru de plata (AgCl) ye soluble nuna solución d'amoniacu esleíu (2M), el bromuru de plata (AgBr) ye soluble solo nuna solución d'amoniacu concentrao, onde'l yoduro de plata (AgI) ye insoluble n'amoniacu líquido.
Los complexos de cromu conocer nel sieglu XIX, y formaron la base de la teoría revolucionaria d'Alfred Werner, sobre la estructura de la coordinación de compuestos. Werner notó solamente dos isómeros ("fac"- y "mer"-) del complexu [CrCl3(NH3)3] puede formase, y concluyó que los amestaos tienen de tar afechos alredor de los iones de metales nos vértices d'un octahedron. Esta propuesta hai disido confirmada dende entós pola cristalografía de rayos X.
Un amoniacu amestando xuníu a un ion metal ye marcadamente más acedu qu'una molécula llibre d'amoniacu, anque la desprotonación nuna solución aguacienta entá ye raru. Un exemplu ye la reaición Calomel:
El grupu puntual p'amoniacu ye C3v cuando la exa mayor va al traviés del nitróxenu vertical. Cuando la exa mayor esta filáu yá seya en sentíu de les manecillas del reló o al contrarió, en 120º, cada hidróxenu mover na locación previa d'otru hidróxenu. Otru aspeutu del grupu puntal de C3v inclúi trés planos verticales de simetríes qu'intercepta al nitróxenu y a unu de los hidróxenos dexando a los otros dos que se reflexen l'unu con otru.
La matriz matemática pa esti subgrupu particular ye complicáu desque les matrices producíes poles rotaciones o les reflexones son reducibles comparaes a otres matrices que son irreducibles. Por eso, un tresformamientu similar ten de ser fecha en cada porción de la matriz que ye reducible. El tresformamientu similar pal amoniacu vien de los cálculos de la diagrama orbital molecular de simetría afechu a una combinación llinial pa la contribución d'enllaces de cada unu de los hidróxenos.
L'amoniacu y los sales d'amoniu pueden ser fácilmente detectaes, en rastros minutos, añadiendo la solución de Nessler, que da-y una coloración mariella en presencia del menor rastru amoniacu o sales d'amoniu. La cantidá d'amoniacu en sales amoniu pue ser envaloráu cuantitativamente por destilación de sales con hidróxidu de sodiu o hidróxidu de potasiu, l'amoniacu evoluciona tando absorbíu nun volume conocíu en ácidu sulfúrico estándar y l'escesu d'ácidu dempués determina l'analís volumétrico; o l'amoniacu puede ser absorbíu n'ácidu clorhídrico y el cloruru d'amoniu fórmase tan precipitáu como'l hexacloroplatinato d'amoniu, (NH4)2PtCl6.
Los palos d'azufre quemar pa detectar pequeñes fugues nos sistemes de refrigeración d'amoniacu. Cantidaes más grandes pueden ser detectaes caleciendo los sales con un álcali cáusticu o con óxidu de calciu, cuando'l golor carauterístico del amoniacu seya aparente. L'amoniacu ye un irritante y la irritación aumenta cola concentración; la llende dexada d'esposición ye 25 ppm, y letal enriba 500 ppm.[13] Concentraciones más altes son difícilmente detectaes por detectores convencionales, el tipu de defeutos escuéyese d'alcuerdu a la sensibilidá riquida (semiconductor, catalíticu, electroquímicu). Propunxéronse sensores holográficos pa detectar concentraciones enriba del 12.5 % en volume.[14]
El nitróxenu amoniacal (NH3-N) ye una midida comúnmente usada pa esaminar la cantidá d'iones amoniu, derivaos naturalmente del amoniacu, y tornáu a amoniacu por procesos orgánicos, n'agua o refugayes líquides. Ye una midida usada principalmente pa cuantificar valores nel tratamientu de bagazu y sistemes de purificación d'agua, según midida de la salú reserves d'agua natural y fecha pol home. Midir n'unidaes de mg/L (miligramos/Llitros).
Los Romanos diéron-y el nome de 'sal ammoniacus' (sal d'amoniacu) a los depósitos de cloruru d'amoniacu colectados cerca del templu de Amun (en griegu Ἄμμων" Ammon) na antigua Libia pola proximidá del templu.[15] Los sales d'amoniacu conocer dende tiempu antiguos; asina ye que el términu de "Hammoniacus sal" apaez nes escritures de Plinio,[16] anque nun se sabe si'l términu ye idénticu al términu modernu de "sal-ammoniac" (cloruru d'amoniu).[17]
Na forma de sal d'amoniacu, l'amoniacu foi importante na alquimia medieval, como nel sigo XVIII, mentar por químicu Persa Jābir ibn Hayyān,[18] y los alquimistas dende'l sieglu XIII, siendo mentáu por Albertus Magnus.[6] Tamién foi utilizáu por tintoreros na Edá media en forma d'orina lleldada p'alteriar el color de los tintes vexetales. Nel sieglu XV, Basilius Valentinus demostró que l'amoniacu podía ser llográu pola aición d'álcalis en sal d'amoniacu. Nun periodu posterior, cuando los sales d'amoniacu llograr de la destilación de pezuñes y cuernos de los gües y neutralizando el carbonatu resultante con ácidu clorhídrico.[19]
L'amoniacu gaseoso foi aislláu per primer vegada por Joseph Priestley en 1774 y foi nomáu por él como "aire alcalino".[20] Once años dempués en 1785, Claude Louis Berthollet atopó la so composición.[6]
El procesu d'Haber-Bosch produz amoniacu dende'l nitróxenu nel aire, que foi desenvueltu Fritz Haber y Carlo Bosch en 1909 y patentar en 1910. El so primer usu foi nuna escala industrial n'Alemaña mientres Primer Guerra Mundial.[1] L'amoniacu foi usáu pa producir esplosivos pa sostener refuerzos de guerra.[21] Sicasí, a pesar del so orixe con fines bélicos, el procesu aportó a la principal fonte de nitróxenu fitu nel mundu, ameyorando'l rendimientu de los cultivos y apangando la fame a millones de persones nel planeta.
Anterior a la disponibilidad del gas natural baratu, l'hidróxenu como precursor de la producción d'amoniacu llevar a cabu con electrolisis de l'agua o usando'l procesu de cloru-álcali.
Aproximao'l 83 % del amoniacu nel 2004 utilizábase como fertilizantes o sales, soluciones o anhídridos. Cuando s'aplicaba en suelu, ayudaba a amontar el rendimientu de los cultivos como'l maíz y el trigu. El 30 % del nitróxenu agricultural usáu nos Estaos Xuníos ye en forma d'anhídridu y nel mundu, 110 millones de tonelaes usen cada añu.[22]
L'amoniacu ye direuta o indireutamente'l precursor de la mayor parte de los compuestos que contienen nitróxenu. Virtualmente, tolos compuestos sintéticos de nitróxenu son derivaos del amoniacu. Unu de los derivaos más importantes l'ácidu nítrico. El material clave xenérase gracies al procesu de Ostwald por oxidación d'amoniacu con aire sobre un catalizador de platín, con una temperatura ente 700 °C y 800 °C y 9 atmósferes. El óxidu nítrico ye un intermediariu nesta reaición.[23]
ye usáu pa la producción de fertilizantes, esplosivos, etc.
L'amoniacu casero ye una solución de NH3 n'agua (hidróxidu d'amoniacu) usáu col propósitu de llimpiar superficies. Unu de los sos usos más comunes ye llimpiar cristal, porzolana y aceru inoxidable. Tamién s'usa frecuentemente pa llimpiar fornos y absorbiendo elementos p'allandiar na suciedá. L'amoniacu casero tien una concentración peso de 5 a 10 % d'amoniacu.
Soluciones d'amoniacu d'ente'l 16 % y el 25 % usar en fermentadures industriales como fonte de nitróxenu pa microorganismos y afaer el so pH mientres la fermentadura.
En 1895, sabíase que l'amoniacu yera un antiséptico fuerte. Por esto ríquese 1.4 gramos per llitru pa caltener el caldu.[24] Nun estudiu, amoniacu anhídridu destruyó 99.999 % de bacteries zoonóticas (Zoonosis) en tres tipos d'alimentu p'animales.[25] L'anhídridu d'amoniacu úsase anguaño pa esaniciar contaminación microbiana.[26][27] La baba rosa esta fecha de retayos de carne grasosos remover la grasa con calor y centrifugación, depués tratándolo con amoniacu pa matar a les E. coli en niveles indetectables.[28] Hubo esmoliciones sobre la seguridá del procesu, según les quexes de los consumidores sobre'l sabor y el so mal golor.[29]
En forma d'amoniacu anhidro tien un usu como fertilizante aumentando los niveles de nitróxenu del suelu.
Gracies a les propiedaes de vaporización del amoniacu, ye útil como un refrigerante.[1] Yera usáu comúnmente antes de la popularización del emplegu de los compuestos clorofluorocarbonados. L'amoniacu anhídridu ye usáu incansablemente na industria de la refrigeración y pa les pistes de ḥoquei pola so alta eficiencia de conversión d'enerxía y baxu costu. Sicasí, tien la desventaxa de ser tóxicu, lo que-y acuta'l so usu domésticu y a pequeña escala. Xunto col so usu modernu de refrigeración por compresión de vapor, utilizóse xunto con hidróxenu y agua en refrigeración d'absorción. El ciclu de Kalina, depende llargamente del rangu de ebullición del amiestu d'amoniacu y agua.
L'amoniacu ye usáu pa depurar SO2 de combustibles calientes, y el productu resultante ye convertíu sulfatu d'amoniacu pa usase como fertilizando. L'amoniacu neutraliza la contaminación de los óxidos de nitróxenos (NONx) emitíos polos motores diésel. Esta teunoloxía, llamada SCR (Amenorgamientu Selectivu Catalítica), basar nun catalizador a base de vanadiu.[30]
L'amoniacu puede ser usáu p'apangar derrames de gases de fosgeno.[31]
L'amoniacu foi usáu mientres la Segunda guerra mundial como combustible pa camiones en Bélxica, y el so motor y enerxía solar mayor a 1900. L'amoniacu líquido tamién foi combustible de los motores de reaición XLR99 que prenderíen X-15. Anque nun ye un combustible fuerte, nun dexa dulda nel usu del motor del cohete y la so densidá averada coincide cola densidá del oxidante, osíxenu líquido, lo cual simplificó'l diseñu de l'aeronave.
L'amoniacu propúnxose como una alternativa práutica al combustible fósil pa la combustión de motores internos.[32] El valor caloríficu del amoniacu ye 22.5 Mj/kg, que ye aproximao la metá del diésel. Un motor normal, nel cual el vapor de l'agua nun s'entiesta, el valor caloríficu l'amoniacu sería menos del 21 %.
L'amoniacu nun puede ser usáu fácilmente nel ciclu de Otto polos sos baxos niveles de octano. anque cola menor de los cambeos a los carburadores y un amenorgamientu drásticu nel radiu de compresión, lo cual riquiría nuevos pistones, un motor de gasolina puede funcionar puramente con amoniacu, nuna fraición baxa del so poder antes de la conversión del consumu de combustibles más potentes.
El tanque d'un automóvil puede almacenar amoniacu líquido siempres y cuando'l tanque esti presurizáu apropiadamente, dependiendo de la temperatura. Dependiendo de les propiedaes termodinámiques del amoniacu son tales qu'a -30 °C, la presión del tanque tendría que ser 27.5 psi, aproximao lo mesmo qu'un neumáticu d'un carru. A 30 °C tendría que ser 170 psi pa caltener l'amoniacu líquido. Si la presión del tanque fuera lliberada, l'amoniacu líquido tornaríase gaseosu y alzar la presión a esi nivel. Los compresores comunes d'aire de neumáticos operen a esta presión, por que la presión del tanque nun seya una barrera pal usu del combustible.
Como sía, hai otres barreres pa estender el so usu. En términos de suministros primos d'amoniacu, les plantes tendríen que ser construyíes p'amontar los niveles de producción, lo cual riquiría una inversión mayor monetaria y enerxética. Entá cuando ye'l segundu compuestu químicu más producíu, la escala de producción d'amoniacu ye una pequeña fraición del petroleu usáu nel mundu. Puede ser manufacturo d'enerxíes anovables, según la enerxía nuclear. Noruega produció amoniacu con electrólisis d'agua per munchos años dende 1913, produciendo fertilizando per Europa. Si producir del carbonu, el CO2 puede ser embargáu, pero la captura y almacenamientu de les plantes de carbonu entá nun lleguen nin a la fase de prototipu.
En 1981, una compañía Canadiense convirtió un Chevrolet Impala 1981 por que funcionara con amoniacu.[33][34] Dende Detroit hasta San Francisco con una sola recarga d'amoniacu.[35]
Los motores d'amoniacu qu'usen l'amoniacu como un fluyíu de trabayu, se propunxeron y usaron dacuando.[36] El principiu ye similar al que s'usa como locomoción, pero col amoniacu usa un fluyíu, en llugar d'aire comprimío. Los motores d'amoniacu usáronse esperimentalmente nel sigo XIX por Goldsworthy Gurney nel Reinu Xuníu y en Nueva Orleans.
L'amoniacu, como vapor lliberáu por sales arumosos, tien un usu importante como estimulante respiratoriu. L'amoniacu ye comúnmente usáu na manufactura illegal de metanfetamines al traviés d'un amenorgamientu de Birch.[38] El métodu Birch pa faer metanfetamina ye peligrosu porque son desaxeradamente reactives los metales alcalinos y l'amoniacu líquido, y la temperatura líquido del amoniacu failo susceptible a esplotar cuando los reactives son añadíos.
L'amoniacu líquido ye usáu pal tratamientu de materiales d'algodón, dándo-y propiedaes como mercerización, usando metales álcalis, usar pa prelavar llana.[39]
Nuna presión y temperatura estándar, l'amoniacu ye menos trupu qu'una atmósfera, y tien aproximao 60 % de poder de llevantamientu del hidróxenu o heliu. L'amoniacu úsase dacuando pa enllenar globos meteorolóxicos como un gas de llevantamientu, pol so relativu altu puntu de ebullición (comparáu al heliu o hidróxenu), l'amoniacu potencialmente pudi ser esfrecíu y llicuao nuna nave p'amenorgar la elevación y añader llastre (y tornalo como gas col mesmu fin).
L'amoniacu tamién s'usa pa escurecer madera del carbayu blancu en muebles. Los vapores d'amoniacu reaccionen colos taninos naturales na madera, provocando un cambéu de color.[40]
L'Alministración de Seguridá y Salú Ocupacional de los Estaos Xuníos, hai delimitado un máximu de 15 minutos a la esposición del amoniacu líquido en 35 ppm por volume nel aire del ambiente y 8 hores a 25 ppm por volume.[41] L'Institutu Nacional pa la Seguridá y Salú Ocupacional (NIOSH), apocayá amenorgó'l riesgu inmediato de vida y salú de 500 a 300 basaos n'interpretaciones conservativas más recién de la investigación orixinal en 1943. El riesgu inmediato a la vida y salú ye'l nivel nel qu'un trabayador sanu pueda ser espuestu 30 minutos ensin sufrir daños irreversibles a la salú. Otres organizaciones tienen niveles d'esposición variante. Los estándares de la Marina estauxunidense dexaba concentraciones máximes de: Esposición continua (60 díes) a 25 ppm, o una hora con 400 ppm.[42] El vapor d'amoniacu tien un fedor agudu, irritante y desagradable qu'actúa como prevención de potencial esposición peligrosa. El fedor permediu nel ambiente son 5 ppm, un nivel bien embaxo de cualquier peligru o dañu. La esposición a concentraciones bien altes de gas d'amoniacu puede dar como resultáu dañu nos pulmones, y posiblemente la muerte.[41] Inda cuando l'amoniacu ye reguláu nos Estaos Xuníos como un gas inflamable, entá entra nel fallecimientu d'un gas tóxico al esneldalo y rique seguridá específica al tresportalo en cantidaes más grandes a 3,500 galones.[43]
La toxicidá de les soluciones d'amoniacu nun suelen causar problemes a los humanos o a otros mamíferos, por un mecanismu específicu qu'esiste pa prevenir el so almacenamientu nel sangre. L'amoniacu convertir en fosfatu de carbonilo pola enzima carbonil fosfatu sintetasa, y depués entra al Ciclu de la Urea pa ser incorporáu a los aminoácidos o escretáu na orina. Comoquier, los pexes y anfibius nun tienen esti mecanismu, pos de normal esanicien l'amoniacu de los sos cuerpos con escreción direuta. L'amoniacu inclusive en concentraciones esleíes ye altamente tóxicu p'animales acuáticos, y por esa razón ye clasificáu "peligrosu pal ambiente".
Créese que la toxicidá del amoniacu ye una causa de la entá inexplorada perda de pexes en criadorios. L'escesu d'amoniacu puede atropase y causar alteraciones metabóliques o amontar el pH nel cuerpu del organismu espuestu. La tolerancia varia ente les distintes especies de peces.[44] En concentraciones menores, alredor de 0.05 mg/L, l'amoniacu non-ionizado ye dañible pa los pexes y puede provocar un descensu na crecedera, amenorgar la fertilidá y fecundidá y amontar el estrés y la susceptibilidá a infeición por bacteries y enfermedaes.[45] N'esposición a un escesu d'amoniacu, los pexes pueden sufrir perdes nel equilibriu, hiperexcitabilidad, medría de l'actividá respiratoria, absorción d'osíxenu y aumentu del ritmu cardiacu.[44] En concentraciones qu'entepasen los 2.00 mg/L, l'amoniacu provoca daños nos texíos, letargo estremu, convulsiones, coma y la muerte.[44][46] Con esperimentos demostróse que la concentración letal pa los pexes polo xeneral varia de 0.2 a 2.00 mg/L[46]
Mientres l'iviernu, cuando s'amenorga l'alimentación alministrada a les acuícolas, los niveles d'amoniacu pueden amontase. Les temperatures menores a la del ambiente amenorguen la tarifa de fotosíntesis de les algues, polo que menos amoniacu ye removíu por algues. Nesti tipu d'ambiente, especialmente a llarga escala, nun hai remedios rápidos pa tratar altos niveles d'amoniacu. Encamiéntase prevención primero que correición p'amenorgar el daños a los pexes[46] y en sistemes d'agua abierto, el circundante ambiente.
=== Información d'almacenamientu Similar al propanu, l'amoniacu anhídridu ebulle con una temperatura menor a la del ambiente con una presión estándar. Un recipiente p'almacenar amoniacu capaz de contenelo en 250 psi, ye apoderáu pal so almacenamientu.[47] Los compuestos d'amoniacu nun tienen d'entrar en contautu con bases (sacantes se busque realizar una reaición química específica), pos pueden lliberar cantidaes peligroses d'amoniacu.
Soluciones d'amoniacu (5-10 % por pesu) usar en llimpiadores caseros, particularmente pa cristal. Estes soluciones son irritante pa los güeyos y la membrana mucosa, y nuna menor proporción pa la piel. Tien de tenese procuru en nunca entemecer estes soluciones con cualquier líquidu que contenga ablanquiadores, pos puede provocar un gas peligroso. Entemecelo con productos que contengan clorina o oxidantes poderosos, como ablanquiadores caseros, pueden llevar a producir gases peligrosos como la cloramina.[48]
Los peligros de soluciones d'amoniacu dependen na so concentración: Soluciones con amoniacu "esleíu" tienen usualmente ente 5-10 % por pesu (5.62 mol/l); les soluciones concentraes usualmente tán preparaes con un averáu del 25 % por pesu. Con un 25 % en pesu, la solución tien una densidá de 0.907 g/cm³ (907 kg/m³), y una solución que tien una densidá menor va tar más concentrada. La siguiente tabla clasifica les soluciones d'amoniacu.
| Concentración por masa (m/m) |
Molaridad | Concentración masa/volumen (m/v) |
Clasificación |
|---|---|---|---|
| 5–10% | 2.87–5.62 mol/L | 48.9–95.7 g/L | Irritante (Xi) |
| 10–25% | 5.62–13.29 mol/L | 95.7–226.3 g/L | Corroyente (C) |
| >25% | >13.29 mol/L | >226.3 g/L | Corroyente (C) Peligrosu pa l'ambiente (N) |
El vapor d'amoniacu de soluciones concentraes d'amoniacu son severamente irritantes a los güeyos y el tracto respiratoriu, y estes soluciones solo pueden ser remanaes nuna campana de fumu. Soluciones enchíes ("0.880") pueden desenvolver una presión significativa nuna botella zarrada nun clima templáu, y la botella tendrá de ser abierta con cuidu; esto nun ye de normal un problema pa soluciones al 25 % ("0.900").
Les soluciones d'amoniacu nun tienen d'entemecer se con halóxenos, pos productos tóxicu y/o esplosivos fórmense. El contautu enllargáu de soluciones d'amoniacu con sales de plata, mercuriu o yodu pueden tamién resultar en productos esplosivos: diches amiestos son formaes de normal n'analises cualitativos inorgánicos, y tienen de ser llixeramente acedaes pero ensin concentrar primero que l'analís seya completáu.
L'anhídridu d'amoniacu ye clasificáu como tóxicu (""T"") y peligrosu pal mediu ambiente (""N""). El gas ye inflamable (Temperatura de autoignición: 651 °C) y puede formar amiestos esplosivos col aire (16-25 %). La esposición dexada nos Estaos Xuníos ye de 50 ppm, ente que la concentración pal dañu inmediatu a la vida y salú envalórase qu'esta en 300ppm. La esposición repitíes a niveles más baxos d'amoniacu, mengua la sensibilidá al golor del gas: de normal el fedor ye detectable en concentraciones menores a 50 ppm, pero individuos insensibilizados nun podríes detectalo inclusive a concentraciones de 100ppm. L'anhídridu d'amoniacu escome aleaciones de cobre y cinc, según el latón nun tien de ser usáu p'almacenar el gas. L'amoniacu líquido tamién puede atacar al cauchu y a ciertos plásticos.
L'amoniacu reacciona violentamente con halóxenos. El triyoduro de nitróxenu, un esplosivu primario, que fórmase cuando l'amoniacu entra en contautu col yodu. L'amoniacu provoca la polimerización esplosiva del óxidu d'etilenu. Tamién forma compuestos fulminantes esplosivos col oru, plata, mercuriu, xermaniu o teluriu. Tamién se reportaron reaiciones violentes con soluciones d'acetaldehído, hipoclorito, peróxidos y ferricianuro potásicu.
El NH3 llograr pol métodu denomináu procesu Haber-Bosch (Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premiu Nobel de Química nos años 1918 y 1931). El procesu consiste na reaición direuta ente'l nitróxenu y l'hidróxenu gaseosos
N2(g) + 3H2(g) → 2NH3(g) ΔH° = -46,2 kJ/mol ΔS° < 0
25 °C K = 6,8.10¬5 atm 850 °C K = 7,8.10¬-2 atm Estos valores llograr por mediu de la ecuación de van't Hoff. Ye una reaición bien lenta, yá que tien una elevada enerxía d'activación, consecuencia de la estabilidá del N2. La solución al problema foi utilizar un catalizador (óxidu de fierro que s'amenorga a Fe⁰ na atmósfera de H2). Por cuenta de que la reaición cunta con más moles del llau de los reactivos (4 moles) que del llau de los productos (2 moles), al aumentar la presión favorez la formación del productu. Anque termodinámicamente la reaición trescurre meyor a baxes temperatures, esta síntesis realizar a altes temperatures pa favorecer la enerxía cinética de les molécules y aumentar asina la velocidá de reaición. Amás vase retirando l'amoniacu a midida que vase produciendo pa favorecer inda más la síntesis de productos.
El métodu d'Haber-Bosch utiliza dos materies primes: hidróxenu y nitróxenu. L'hidróxenu necesariu ye producíu a partir de la reformación de gas natural, de GLP o de nafta con vapor d'agua, siendo'l gas natural l'alimentación más avezao. La planta estremar en dos seiciones: el front-end o parte fronteru de la planta, onde se xenera l'amiestu d'hidróxenu y nitróxenu necesaria pa sintetizar l'amoniacu, y el back-end o parte posterior de la planta, que ye la seición onde se convierte'l productu a partir de dambos reactivos.
La planta suel constar de les siguientes unidaes:
Front-end:
Back-end:
La seición de back-end consta principalmente d'un reactor (el convertidor d'amoniacu) d'una serie d'equipos auxiliares pa esfrecer la corriente de salida del reactor. Tamién cunta con un compresor el cual alza la presión de la corriente proveniente del front-end hasta la presión de trabayu riquida pa la síntesis d'amoniacu. Esisten diversos diseños de reactor ufiertaes por distintos tecnólogos (ej. Haldor Topsoe, Casale, Kellogg, reactores tipo TVA, etc.) y cada convertidor tien les sos carauterístiques propies, les sos ventayes y les sos desventaxes. Dellos reactores son verticales, otros horizontales; dalgunos tienen fluxu radial, otros fluxu axial, y otros fluxu misto; dalgunos tienen un llechu, otros tienen dos llechos, etc. De toes formes una carauterística común a toos ellos ye que riquen un catalizador por que la reaición tenga llugar, siendo anguaño l'utilizáu en cuasi toles plantes a base de fierro y promovíu con otros compuestos.[52] Los reactores suelen operar nun rangu de temperatura de 400-500 °C y a presiones bien elevaes, nel orde de los 200-350 kgf/cm²g. Como s'esplicó enantes, la reaición ta fuertemente banciada escontra'l llau de los reactivos, y polo tanto la concentración d'amoniacu nun ye demasiáu alta: nuna planta operando en condiciones estables la concentración d'entrada al convertidor suel rondar el 5 % y a la salida'l 15 %.
== Manexu del productu Llende inflamable inferior: 19 % en volume.
L'amoniacu líquido ye conocíu y comúnmente estudiáu como un solvente ionizante non-aguacientu. La so propiedá más conspicua ye l'habilidá d'eslleir metales álcali pa formar soluciones altamente coloraes y llétricamente conductives conteniendo electrones solvatados. Amás d'estes soluciones, muncha de la química nel amoniacu líquido pue ser clasificáu por analoxía con reaiciones rellacionaes en soluciones aguacientes. La comparanza de les propiedaes físiques del NH3 con aquelles de l'agua, amuesa que'l NH3 tien un menos puntu de ebullición, de fusión, densidá, mafa y constante dieléctrica; esto ye siquier en parte polos enllaces débiles del hidróxenu en NH3y porque dichu enllaz nun puede forma redes reticulaes, puede cada molécula de NH3tien un solu par d'electrones llibres compara con dos per cada molécula de H2O m. La constante de disociación del NH3 a -50 °C ye 10−33 mol²·l−2.
| Solubilidá (g de sal por 100 g de NH3 líquidu ) | |
|---|---|
| Acetato d'amoniu | 253.2 |
| Nitratu d'amoniu | 389.6 |
|
243.7 | |
|
97.6 | |
| Nitratu de potasiu | 10.4 |
|
0.35 | |
| Cloruru de sodiu | 157.0 |
|
138.0 | |
|
161.9 | |
|
205.5 |
L'amoniacu líquido ye un solvente ionizante, anque menos que l'agua, esllee bastantes compuestos, incluyendo nitratos, nitritos, cianuros y tiocianatos. La mayoría de los sales amoniu son solubles y actúen como acedos en soluciones d'amoniacu líquido. La solubilidá de los sales d'halóxenu amonta dende'l fluor hasta'l yodu. Una solución enchida de nitratu d'amoniu coticen 0.083 moles de solín por mol d'amoniacu y tien una presión de vapor de menos de 1 bar en 25 °C.
L'amoniacu líquido esllee a los metales álcali y a otros metales electropositivos como'l magnesiu, calciu, estronciu, bariu, europiu y iterbiu. En baxes concentraciones, fórmense soluciones de tonu azul escuru: estes contienen cationes y electrones solvatados, electrones llibres que tán arrodiaos por una xaula de molécules d'amoniacu.
Estes soluciones son bien útiles y fuertes axentes reductores. En concentraciones altes, les soluciones son metáliques n'apariencies y en conductividá llétrica. En temperatures baxes, los dos tipos de solución pueden coesistir como fases inmiscibles.
| Y° (V, amoniacu) | Y° (V, agua) | |
|---|---|---|
| Li+ + y− ⇌ Li | −2.24 | −3.04 |
| K+ + y− ⇌ K | −1.98 | −2.93 |
| Na+ + y− ⇌ Na | −1.85 | −2.71 |
| Zn2+ + 2y− ⇌ Zn | −0.53 | −0.76 |
| NH4+ + y− ⇌ ½ H2 + NH3 | 0.00 | — |
| Cu2+ + 2y− ⇌ Cu | +0.43 | +0.34 |
| Ag+ + y− ⇌ Ag | +0.83 | +0.80 |
El rangu d'estabilidá termodinámica de soluciones con amoniacu líquido ye bien estrechu, como'l potencial d'oxidación a dinitrógeno, potencial normal d'electrodu(N2 + 6NH4+ + 6y− ⇌ 8NH3), ye solo +0.04 V. En práutica, la oxidación a dinitrógeno y amenorgamientu de dihidrógeno son lentes. Esto ye especialmente verdá en soluciones reductores: les soluciones de los metales álcali mentaes enantes son estables per dellos díes, descomponiendo amodo la amiba metal y dihidrógeno. La mayor parte de los estudios sobre l'amoniacu líquido en soluciones son fechos en condiciones reductores; sicasí, la oxidación del líquidu d'amoniacu ye lenta y hai riesgu d'esplosión.
En concentraciones elevaes agafa'l gargüelu, engafa los pulmones, estropia les víes respiratories y los güeyos. Según aumenta la concentración puede llegar a producir edema pulmonar ( L'edema pulmonar de cutiu ye causáu por insuficiencia cardiaca congestiva. Cuando'l corazón nun ye capaz de bombiar sangre al cuerpu de manera eficiente, ésta puédese represar nes venes que lleven sangre al traviés de los pulmones hasta'l llau esquierdu del corazón.
A midida que la presión nestos vasos sanguíneos amóntase, el líquidu ye emburriáu escontra los espacios d'aire (alvéolos) nos pulmones. Esti líquidu amenorga'l movimientu normal del osíxenu al traviés de los pulmones. Esto y l'aumentu de la presión pueden llevar a dificultá p'alendar) o la muerte cuando supera les 5000 ppm. Si la persona esneldó'l tóxicu, treslládela darréu a un sitiu onde pueda tomar aire fresco, y darréu dempués allegar rápido al médicu.
L'amoniacu puede producir irritación de la piel, sobremanera si la piel atópase húmeda. Amás, puede llegar a quemar y güexar la piel al cabu d'unos pocos segundos d'esposición con concentraciones atmosfériques cimeres a 300 ppm. Si'l químicu ta na piel o nos güeyos, enxagüe con agua abondoso siquier por 15 minutos.
Esti compuestu ye gaseosu en condiciones atmosfériques normales siendo pocu probable'l so ingestión. Sicasí, en casu de producise, puede destruyir la mucosa gástrica, provocando severes patoloxíes ya inclusive la muerte.
Si la persona inxirió'l químicu, suminístre-y agua o lleche darréu, nun siendo que'l médicu diera otres instrucciones. Nun suministre lleche nin agua si'l paciente presenta síntomes qu'enzanquen la deglución (problemes al tragar), tales como vultures, convulsiones o amenorgamientu de la lucidez mental.
L'amoniacu ye una importante fonte de nitróxenu pa sistemes vivos. Anque'l nitróxenu atmosféricu abonda (más del 75 %), delles criatures vives son capaces d'usar el nitróxenu atmosféricu na so forma diatómica, N2 gas. Entós, la fixación de nitróxenu ye riquida pa la síntesis d'aminoácidos, que son la base de la proteína. Delles plantes usen l'amoniacu del nitróxenu atmosféricu.[54]
En determinaos organismos, l'amoniacu ye producíu pol nitróxenu atmosféricu pola enzima llamada nitrogenasa. El procesu xeneral llámase fixación de nitróxenu. Anque difícilmente los métodos biomiméticos sían competitivos col "Procesu d'Haber", un esfuerciu intensu haise direccionado escontra'l mecanismu biolóxicu de fixación de nitróxenu. L'interés científicu nesti problema ye motiváu por una estructura inusual del sitiu activu de la enzima, que consiste d'un conxuntu Fe7MoS9.
L'amoniacu tamién ye un productu metabólicu de los aminoácidos, catalizador por enzimes como la Glutamato deshidrogenasa. La escreción d'amoniacu ye común n'animales marinos. N'humanos, ye fácilmente convertíu a urea, que ye menos tóxica, según menos básica. La urea ye'l mayor componente del pesu secu de la orina. La mayoría de los reptiles, aves, inseutos y cascoxos secretan ácidu úrico como refugayes nitrogenados.
L'amoniacu tamién xuega un papel nes fisioloxíes normal y anormal. Ye biosintetizado al traviés del metabolismu normal de los aminoácidos y ye tóxicu n'altes concentraciones.[55] El fégadu convierte amoniacu a urea al traviés de delles series de reaiciones conocíes como'l ciclu de la urea. Disfunciones nel fégadu, como la cirrosis, pueden llevar tener una cantidá alta d'amoniacu nel sangre (hiperamonemia). De la mesma, defeutos na enzima responsable del ciclu de la urea, como la ornitina transcarbamilasa, pueden provocar hiperamonemia. La hiperamonemia lleva al tracamundiu y a un estáu de coma d'encefalopatía hepática, según les enfermedaes comunes en persones con problemes nel ciclu de la urea.[56]
L'amoniacu ye importante pal balance normal acedu/base. Dempués de la formación d'amoniu de glutamina, α-cetoglutarato puede ser degradáu pa producir dos molécules de bicarbonatu, que funcionen darréu como buffers pa ácidos dietéticos. L'amoniacu ye escretáu na orina, perdiendo acedos. L'amoniacu puede espublizase al traviés de sigo mesmu los túmulos renales, combináu con iones d'hidróxenu, pa dexar futura escreción d'ácidos.[57]
Los iones d'amoniacu son productos tóxicos refugaos del metabolismu d'animales. En pexes ya invertebraos acuáticos, escrétase direutamente a l'agua. En mamíferu, tiburones y anfibios, convertir nel ciclu de la urea a urea, porque ye menos tóxicu y ye un procesu eficiente. N'aves, reptiles y cascoxos terrestres, el amoniu metabólicu ye convertíu en ácidu úrico, que ye sólidu, y por tanto ye escretáu con una perda mínima d'agua[58]
L'amoniacu detectóse na atmósfera de los planetes de gas xigante, incluyendo Xúpiter, xunto con otros gases como'l metanu, hidróxenu y heliu. Nel interior de Saturnu hai cristales conxelaos d'amoniacu.[59] Atópase naturalmente nes llunes Deimos y Phobos, los dos llunes de Marte.
L'amoniacu foi detectáu nun principiu nel espaciu en 1968, basáu n'emisiones de microondes dende la direición del nucleu galácticu.[60] Esta foi la primer molécula poliatómica detectada. La sensibilidá de la molécula nun ampliu rangu d'escitaciones y la facilidá con que puede reparase un númberu de rexones fixo al amoniacu una de les molécules más importantes pa los estudios de les nubes moleculares.[61] La relativa intensidá de llinies d'amoniacu pueden ser usaes pa midir la temperatura del mediu emisor.
Les siguientes especies isotópiques d'amoniacu detectáronse:
La detección del triple deuteriu amoniacu foi consideráu una sorpresa foi'l deuteriu ye relativamente escasu. Créese que les baxes temperatures dexen a esa molécula subsistir y atropase.[62]
Dende'l so descubrimientu interestelar, NH3 probó ser una ferramienta espectroscopia invaluable nel estudiu del mediu interestelar. Con un llargu númberu de transiciones, ye sensible a un ampliu rangu de condiciones d'escitación, NH3 foi llargamente detectáu astronómicamente -la so detección foi reportada en cientos d'artículos-.
L'estudiu del amoniacu interestelar foi importante pa diverses árees d'investigación nes últimes décades.
-3D-balls.png)
La bayura interestelar pal amoniacu foi midida en dellos ambientes. El radiu de [NH3]/[H2] foi envaloráu dende 10−7 en pequeñes nubes escures[63] hasta 10−5 nel trupu nucleu del complexu de nube molecular de Orión.[64] Anque un total de producción total de 18 rutes fueron propuestes,[65] el principal mecanismu pa formar NH3 interestelar ye la siguiente reaición:
La constante de cambéu "k" nesta reaición depende de la temperatura del ambiente, con un valor de 5.2×10−6 a 10 K.[66] La constante foi calculada de la fórmula "k = a(T/300)B". Pa la reaición de formación primaria, a = 1.05×10−6 y B = −0.47. Asumiendo una bayura de NH4+ de 3×10−7 y una bayura d'electrones de 10−7 típicu de nubes moleculares, la formación da en un cambéu de 1.6×10−9 cm−3s−1 nuna nube molecular con una densidá total de 10⁵ cm−3.[67]
Toles demás propuestes de reaición de formación tienen constantes con valores ente 2 y 13 órdenes de magnitú menores, faciendo que les contribuciones a la bayura del amoniacu sían relativamente insignificantes.[68] Como exemplu d'una de les contribuciones mentaes ta:
Tien un cambéu constante de 2.2×10−15. Asumiendo que les densidaes de 10⁵ and NH2/H2 ratio of 10−7 pa H2, esta reaición procede en con un cambéu de 2.2×10−12, más de 3 órdenes de magnitú más lentos que la reaición primaria anterior.
Delles otres posibles reaiciones de formación son:
Hai 113 reaiciones propuestes que lleven a la destrucción del NH3. D'estes, 39 fueron tabuladas n'estenses tables de química xunto con compuestos de carbonu, nitróxenu y osíxenu.[69] Una revisión del amoniacu interestelar cita les siguientes reaiciones como los principales mecanismos de disociación:[61]
Con cambeos constantes de 4.39×10−9[70] y 2.2×10−9,[71] respeutivamente. Les ecuaciones (1,2) cuerren con un cambéu de 8.8×10−9 and 4.4×10−13, respeutivamente. Estos cálculos asumen el cambéu dau de constantes y bayures de [NH3]/[H2] = 10−5, [H3+]/[H2] = 2×10−5, [HCO+]/[H2] = 2×10−9, y densidaes totales de n = 10⁵, típiques de fríes y trupes, nubes moleculares.[72] Claramente, ente estos dos reaiciones primaries, la ecuación (1) ye la reaición dominante de destrucción, con un cambéu de 10,000 ~vegaes más rápidu que la ecuación (2). Esto debe a la relativa alta bayura de H3+.
Observaciones de radiu de NH3 del Radiotelescopiu d'Effelsberg reveló que la llinia d'amoniacu ta dixebrada en dos componentes –un fondu ríxidu y nucleu ensin forma–. El fondu correspuende bien cola llocalización primeramente detectada de CO.[73]El telescopiu 25 m Chilbolton n'Inglaterra detectó señales de radio de amoníano en rexones H II, HNH2O, oxetos H-H y otros oxetos acomuñaos coles formación d'estrelles. Una comparanza cola line d'emisión indica que velocidaes aturbolinaes o sistemátiques nun amonten nel centru del nucleu de les nubes moleculares[74]
La radiación de microondes del amoniacu foi reparada en diversos oxetos galácticos incluyendo W3(OH), Orión (constelación), W43, W51, y cinco fuentes nel centru galácticu. L'alta detección del cambéu indica que ye una molécula común nel mediu interestelar y que les rexones d'alta densidá son comunes na galaxa[75]
Observaciones VLA en siete rexones con fluxos d'alta velocidá gaseosos revelaron condensaciones de menos de 0.1 pc en L1551, S140 y Cefeo. Tres condensaciones individuales fueron detectaes en Cefeo, una d'elles yera una figura bien mindada. Pueden xugar un rol importante en crear fluexos bipolares na rexón.[76]
Amoniacu extragaláctico foi imaxináu usando VLA en IC 342. La temperatura del gas caliente ta enriba de los 70 K, lo cual foi inferíu de les llinies del radiu d'amoniacu y paez tar acomuñáu con porciones más internes de la barra nuclear vista en CO.[77] NH3 foi tamién monitoreada por VLA escontra la muestra de cuatro rexones galáctiques ultracompactadas HII: G9.62+0.19, G10.47+0.03, G29.96−0.02, y G31.41+0.31. Basándose en diagnósticos de temperatura y densidá, conclúyese que polo xeneral que tales cúmulos son probablemente los llugares de formación d'estrella nuna fase evolutiva temprana antes del desarrollu d'una rexón HII ultracompacta.[78]
Absorciones a 2.91 micrómetros d'amoniacu sólido fueron grabaos de granos interestelares nel Oxetu Becklin-Neugebauer y probablemente en NGC 2264-DIR. Esta detección ayudó a esplicar la forma física de los primeramente pocu entendíos llinies d'absorción de xelu.[79]
Un espectru del aniellu de Xúpiter foi llográu del observatoriu Kuiper Airborne, cubriendo los 100 a 300 cm−1 del rangu d'espectru. Analís del espectru aprove información de propiedaes globales d'amoniacu en gas y la neblina de xelu d'amoniacu.[80]
Un total de 149 posiciones de nubes negres fueron revisaes pa evidencia de "nucleos trupos" usando la inversión de llinia de (J,K) = (1,1) deNH3. Polo xeneral, los nucleos nun tienen figura d'esfera, con radios rondando ente 1.1 a 4.4. Tamién s'atopó que nucleos con estrelles tienen llinies más amplies que nucleos ensin estrelles.[81]
L'amoniacu detectóse tamién en Nebula de Draco y nun una o quiciabes dos nubes moleculares, que tán acomuñaes col cirrus infrarroxu.[82]
Banciando y aguiyando una emisión con una emisión bonal, ye posible construyir una rellación ente les temperatura d'escitación y la densidá. Más sicasí, dende los niveles transitorios del amoniacu, puede averase a un nivel 2 nun sistema de baxes temperatures, esti cálculu ye senciellu. Esta premisa puede ser aplicada a nubes negres, rexones que s'abarrunta tienen desaxeradamente baxes temperatures y posibles sitios pa la futura formación d'estrelles. Detecciones d'amoniacu en nubes negres amuesa llinies estreches —indicando que non solo son baxes temperatures, pero tamién un nivel baxu de turbulencia na nube–. La llinia de cálculos del radiu aprove una midida de la temperatura de la nube que ye independiente de previes observaciones de CO. Les observaciones del amoniacu fueron consistentes coles midíes de CO de rotación de temperatures de 10 K. ~Con esto, les densidaes pueden ser determinaes, y fueron calculaes nun rangu d'ente 10⁴ y 10⁵ cm−3 en nubes negres. Trazando'l mapa de NH3, conclúyese que tien midíes cotidianes de les nubes de 0.1 pc y mases cercanes a una masa solu. Estos sitios fríos con nucleos trupos son sitios onde se va formar una estrella.
Rexones HII ultra amaceraes tán ente los meyores trazadores de formación d'estrelles de gran masa. EL material trupo alredor de rexones UCHII ye primariamente molecular. Dende un completu estudiu de formación d'estrelles masives, necesariamente arreya la nube d'onde se formó la estrella, l'amoniacu ye una ferramienta invaluable pa entender esti material molecular qu'arrodia. Puesto que esti material molecular pue ser resueltu espacialmente, ye posible constreñir los recursos de calor/ionizantes, temperatures, mases y tamañu de les rexones. Los componentes de la velocidá Doppler movida dexa la separación de distintes rexones de gas molecular que puede trazar fluxos y nucleos calientes aniciaos de la formación d'estrelles.
L'amoniacu foi detectáu en galaxes esternes, y por simultáneamente midir varies llinies, ye posible direutamente midir la temperatura del gas nestes galaxes. Les llinies del radiu impliquen que les temperatures son calientes (~ 50 K), aniciaes de nubes trupes con tamaños de decenes de pc. Esta imaxe ye consistente cola imaxe de nuesa Vía Láctea—nucleos moleculares mestos y calientes fórmense alredor d'estrelles que se tán formando encuallaes en nubes con material molecular na escala de dellos cientos de pc (nubes moleculares xigantes).
Seamless Wikipedia browsing. On steroids.
Every time you click a link to Wikipedia, Wiktionary or Wikiquote in your browser's search results, it will show the modern Wikiwand interface.
Wikiwand extension is a five stars, simple, with minimum permission required to keep your browsing private, safe and transparent.
